50. Zdefiniuj: związek jonowy, związek kowalencyjny, Jakie są typowe właściwości tych dwóch klas związków

Związek jonowy – związek, w którym wiązania jonowe stanowią ponad 50% wszystkich wiązań. Zbudowany jest one z ułożonych naprzemiennie anionów i kationów, tworzących uporządkowaną sieć krystaliczną.

Silne oddziaływanie elektrostatyczne oraz ścisłe ułożenie jonów warunkuje typowe właściwości związków jonowych: wysokie temperatury topnienia i wrzenia oraz duża kruchość. Ponadto są one mało lotne i twarde.

Większość ze związków jonowych rozpuszcza się w rozpuszczalnikach polarnych, często w wodzie, dysocjując na jony i tworząc roztwór elektrolitu, przewodzący prąd elektryczny. W formie stopionej także przewodzą prąd.

! Jednak nie wszystkie zw. jonowe rozpuszczają się w wodzie np. MgO, AgCl !

Związek kowalencyjny – związek, w którym wiązania kowalencyjne stanowią większość wszystkich wiązań.

Tworzy dwa rodzaje kryształów:

-kryształy kowalencyjne o wysokich temperaturach topnienia i wrzenia np. diament

-kryształy cząsteczkowe o niskich temperaturach topnienia i wrzenia np. siarka

Większość z nich nie dysocjuje (wyjątki o silnie spolaryzowane wiązaniach).

Nie przewodzą prądu elektrycznego (wyjątek grafit)

Rozpuszczają się w rozpuszczalnikach słabo spolaryzowanych i niepolarnych.

Źródła: moje notatki z wykładów, „Chemia ogólna” Atkins, Jones rozdział 8

53. a) Podaj sens pojęcia orbitalu atomowego. b) naszkicuj powierzchnię graniczną orbitalu:

 Orbital- funkcja falowa spełniająca równanie Schrodingera

 Funkcje falowe oznaczane są literą ψ (psi)

 Orbitale możemy oznaczać przez podanie przy symbolu funkcji wartości wszystkich liczb kwantowych: ψ n,l,m

 Interpretacja funkcji falowej:

Postulat Borna- prawdopodobieństwo znalezienia elektronu w danym punkcie przestrzeni jest proporcjonalne do kwadratu funkcji falowej w tym punkcie.

Tam, gdzie funkcja ma dużą amplitudę, istnieje duże prawdopodobieństwo znalezienia opisanego przez nią elektronu.

Tam, gdzie funkcja jest mała, znalezienie elektronu jest mało prawdopodobne.

Tam gdzie funkcja falowa jest równa 0, znalezienie elektronu jest niemożliwe.

 Orbital atomowy- funkcja falowa elektronu w atomie. Orbital można poglądowo przedstawić jako chmurę otaczającą jądro atomu, gęstość chmury reprezentuje prawdopodobieństwo znalezienia elektronu w każdym punkcie.

Nie można dokładnie określić położenia elektronu w orbitalu atomowym, można jedynie mówić o prawdopodobieństwie znajdowania się elektronu w konkretnym miejscu.

Orbital przedstawia się zwykle jako powierzchnię graniczną otaczającą najgęstsze obszary chmury. Prawdopodobne jest znalezienie elektronu tylko wewnątrz obszaru otoczonego powierzchnią graniczną orbitalu.

 Orbitale atomowe mają charakterystyczne kształty i energie.

• Orbital s- ma sferyczną (kulistą) powierzchnię graniczną, bo chmura elektronowa jest kulistą, gęstość chmury maleje, gdy wzrasta odległość od jądra, ale nigdy nie maleje do 0. Orbitale s o większej energii mają sferyczne powierzchnie graniczne o większej średnicy.

• Orbital p- chmura z dwoma płatami po przeciwnych stronach jądra. Płaty te rozdzielone są płaszczyzną węzłową, która przecina jądro. Elektron p nigdy nie znajdzie się na tej płaszczyźnie, i nigdy nie znajdzie się przy jądrze. Orbital p może być skierowany w 3 prostopadłych kierunkach, więc istnieją 3 orbitale p o danej energii. Orbital p ma przeciwne znaki po dwóch stronach płaszczyzny węzłowej.

• Orbital d – istnieje 5 orbitali d o danej energii, mają bardziej skomplikowaną powierzchnię graniczną niż s i p, elektron nie może znajdować się na jądrze

• Orbital f- istnieje siedem orbitali f o danej energii, elektron nie może znajdować się na jądrze.

54. a) Ile podpowłok zawiera powłoka, dla której n = …?

b) Ile orbitali jest w powłoce, dla której n = …?

Ad. a)

n – główna liczba kwantowa, określa wielkość orbitalu

n : 1 = K

2 = L

3 = M

4 = N …

l – poboczna liczba kwantowa, określa kształt orbitalu (n-1)

l : 0 = s

1 = p

2 = d

3 = f …

Przykładowe rozwiązania:

• n = 1 (K)

podpowłoki: 0 (s)

• n = 2 (L)

podpowłoki: 0 (s), 1 (p)

• n = 3 (M)

podpowłoki: 0 (s), 1 (p), 2 (d)

• n = 4 (N)

podpowłoki: 0 (s), 1 (p), 2 (d), 3 (f)

• n = 5 (O)

podpowłoki: 0 (s), 1 (p), 2 (d), 3 (f), 4 (g)

ad. b)

Typy orbitali: s, p, d, f

podpowłoka s = 1 orbital

podpowłoka p = 3 orbitale

podpowłoka d = 5 orbitali

podpowłoka f = 7 orbitali

Przykładowe rozwiązania:

• n = 1 (s)

ilośc orbitali: 1

• n = 2 (s,p)

ilośc orbitali: 1 + 3 = 4

• n = 3 (s,p,d)

ilośc orbitali: 1 + 3 + 5 = 9

• n = 4 (s,p,d,f)

ilośc orbitali: 1 + 3 + 5 + 7 =16

56. Ile elektronów może obsadzić podpowłokę, dla której l jest równe :

l- poboczna liczba kwantowa, określa liczbę podpowłok w powłoce, decyduje o kształcie konturu orbitalu

możliwe wartości to: 0,1,2,3,4,5,6…(n-1)

s,p,d,f,g,h,i….

czyli dla:

l-liczba poboczna: Liczba obsadzonych elektronów:

0 2

1 6

2 10

3 14

4 18

5 22

6 26

57. Ustal liczbę

a) podpowłok dla np. n = 3

3 podpowłoki:

l=2 (d)

l=1 (p)

l=0 (s)

b) orbitali dla np. n = 2i l= 1;

3 orbitale, ale tego nie jestem pewna. Zakładam, że dla l=1 jest orbital p, który ma 3 opcje

c) orbitali dla np. n =4

16 orbitali bo (s- 1, p-3, d-5, f-7)

d) orbitali w podpowłoce

s-1

p-3

d-5

f-7

59. Napisz oznaczenia podpowłok (np. w postaci 3d) oraz liczby orbitali w atomie mających następujące liczby kwantowe:

a) n = 3, 1= 2 -- -> oznaczenie podpowłoki: 3d ; liczba orbitali: 5

b) n =2, l = 0 -- -> oznaczenie podpowłoki: 2s ; liczba orbitali: 1

c) n =1, l=0 -- -> oznaczenie podpowłoki: 1s; liczba orbitali: 1

d) n =4, l=1 --- > oznaczenie podpowłoki: 4p; liczba orbitali:3

e) n =5, l=3 --- > oznaczenie podpowłoki: 4f; liczba orbitali:7

61 Ile elektronów może obsadzić podpowłoki? Dlaczego?

Podpowłoka najniższego poziomu energetycznego ma oznaczenie s a kolejne według wzrastającej energii s, p, d i f. Maksymalna liczba elektronów na tych podpoziomach wynosi:

• Na podpowłoce s mogą być tylko 2 elektrony

• Na podpowłoce p może być tylko 6 elektronów

• na podpowłoce d może być tylko 10 elektronów

• na podpowłoce f może być tylko 14elektronów

Maksymalną liczbę elektronów mogących obsadzić dana podpowłokę obliczamy ze wzoru :

n = 4l + 2, gdzie l to poboczna liczba kwantowa.

62. Które z następujących podpowłok nie mogą istnieć w atomie: ......................? Dlaczego?

Podpowłoka – wszystkie orbitale atomowe określonej powłoki atomu, które mają tę samą wartość liczby kwantowej l.

W chemii za powłokę elektronową wokół danego atomu uważa się zbiór orbitali atomowych mających tę samą główną liczbę kwantową n. Kolejnym wartościom n przypisane są kolejne powłoki: K, L, M, N, O, P i Q. Powłoki składają się z różnej liczby podpowłok elektronowych, odpowiadających określonzym rodzajom orbitali atomowych:

• K – jeden orbital s – może pomieścić maksymalnie 2 elektrony

• L – jeden s i 3 orbitale p – może pomieścić maksymalnie 8 elektronów

• M – jeden s, 3 p i 5 d – może pomieścić maksymalne 18 elektronów

• N – jeden s, 3 p, 5 d i 7 f – może pomieścić maksymalne 32 elektrony

• itd.

Symbol powłoki główna liczba 2n2(maks liczba elektronów) podpowłoki

kwantowa

K 1 2 s

L 2 8 s, p

M 3 18 s, p, d

N 4 32 s, p, d, f

O 5 50 s, p, d, f, g

P 6 72 s, p, d, f, g, h

Q 7 98 s, p, d, f, g, h, i

Maksymalna liczba elektronów na podpowłokach (zgodnie ze wzorem n = 4l + 2, gdzie l to poboczna liczba kwantowa):

• s (l = 0): 2 elektrony

• p (l = 1): 6 elektronów

• d (l = 2): 10 elektronów

• f (l = 3): 14 elektronów

• g (l = 4): 18 elektronów

• h (l = 5): 22 elektrony

• i (l = 6): 26 elektronów

Przykładowe zadanie:

Ile orbitali jest w powłoce n=4?

Odp. Dla n=4 istnieją cztery podpowłoki o l=0,1,2,3, zawierające odpowiednio jeden orbital s, trzy orbitale p, pięć orbitali d i siedem orbitali f. W powłoce o n=4 jest więc 1+3+5+7=16 orbitali

Źródło:

P. Atkins, L. Jones, „Chemia ogólna”, PWN 2006, str. 290-296

63. Wytłumacz, dlaczego w atomie wieloelektronowym elektron znajdujący się na orbitalu ... jest związany silniej niż elektron ......

Źródło: http://www.chemia.dami.pl/liceum/liceum4/powloki3.htm

Elektrony zajmują kolejne orbitale na kolejnych powłokach tak aby atom jako całość posiadał jak najniższą energię. Elektrony przyjmując lub oddając energię bedą zmieniały powłoki na których mogą zajmować różne orbitale, których kształty opisane są przez poboczną liczbę kwantową.

Elektrony w atomie wieloelektronowym w odróżnieniu od atomu wodoru podlegają silniejszemu oddziaływaniu jądra atomu i innych elektronów. Jądro silniej przyciąga elektrony co zmniejsza energię orbitalu, natomiast elektrony odpychają się wzajemnie, co zwiększa energię orbitalu. Działanie odpychające elektronów osłabia siłe przyciągania elektronu przez jądro, a samo zjawisko nazywamy ekranowaniem.

Dlatego w atomach wieloelektronowych w odróżnieniu od jednoelektronowego wodoru, daje się zauważyć różnicę energii pomiędzy orbitalami tej samej powłoki. I tak odpychanie się elektronów powoduje że, energia elektronu z orbitalu 2p jest większa od energii elektronu orbitalu 2s. Podobnie i na trzeciej powłoce (n =3), największą wartość energii mają elektrony orbitali typu d, mniejszą orbitali typu p a najmniejszą orbitalu typu s.

O wartości energii elektronu decyduje również efekt tzw. przenikania elektronów s , które polega na tym że, elektron s dowolnej powłoki może znaleźć się blisko jądra. Wytłumaczenie tego zjawiska należy poszukiwać w rachunku prawdopodobieństwa, z którego wynika, że elektron s może znaleźć się blisko jądra. Z tego względu elektron s nie jest dobrze ekranowany, jest silniej związany z jądrem, ma więc małą energię.

Ogólnie możemy stwierdzić, że o wartości energii elektronu w atomie decyduje jego położenie, tj. numer powłoki i rodzaj orbitalu.

Podsumowując w atomach wieloelektronowych, efekty przenikania i ekranowania elektronów powodują, że elektrony s mają mniejszą energię niż elektrony p tej samej powłoki. Wartość energii orbitali wzrasta w kolejności s < p < d < f.

64:napisz konfigurację elektronową…

Dla przypomnienia miły obrazek

• 24Cr 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s1 3d5

• 29Cu 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s13d10

• 33As 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p3

• 20Ca1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2

• 33As 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p3

• 64Gd 1s22s22p63s23p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d10 5p6 4f7 5d1 6s2

65. Wychodząc od poprzedzającego gazu szlachetnego, napisz konfigurację elektronową atomu:

np.

25 Mn [Ar] 3d⁵ 4s²

28 Ni [Ar] 3d⁸ 4s²

47 Ag [Kr] 4d¹⁰ 5s¹

51 Sb [Kr] 4d¹⁰ 5s² 5p³

Wyjątki:

24 Cr [Ar] 3d⁵ 4s¹

29 Cu [Ar] 3d¹⁰ 4s¹

66. Wychodząc od poprzedzającego gazu szlachetnego napisz konfiguracje elektronowe następujących jonów:BANAŁ!

np. Fe3+, S2-,Cu2+

Fe3+, Fe ma 26 protonów i elektronów, Fe3+ ma protonów wciąż 26 a elektronów o 3 mniej czyli 23. Skrócony wzór: Fe3+: [Ar]3d5

S2-, 18 elektronów, wzór: [Ne] 3s2 3p6

Cu2+, elektronów 27, wzór:[Ar] 3d9

67. Teorie orbitali molekularnych

W teorii tej elektrony walencyjne zajmują ściśle określone orbitale, zwane orbitalami molekularnymi, rozprzestrzenione na całą cząsteczkę. Elektronów może być tylko 2 i ich spiny muszą być sparowane. Wiązanie kowalencyjne jest utworzone przez dwa sparowane elektrony, ponieważ jest to największa liczba elektronów,, które mogą zajmować orbital molekularny.

• Orbitale molekularne wodoru - Gdy dwa atomy łączą się w cząsteczkę, ich orbitale atomowe powłoki walencyjnej nakładają się, tworząc orbitale molekularne. W wyniku nałożenia się dwóch orbitali atomowych powstaje wiążący orbital molekularny i antywiążący orbital molekularny. Każdy orbital molekularny może być obsadzony przez najwyżej dwa elektrony.

• Orbitale molekularne w dwuatomowych cząsteczkach pierwiastków drugiego okresu – konfiguracje elektronowe cząsteczek dwuatomowych buduje się, tworząc orbitale molekularne ze wszystkich orbitali atomowych powłok walencyjnych dwóch atomów i obsadzając orbitale molekularne elektronami w kolejności rosnącej energii, zgodnie z zasadą rozbudowy powłok.

• Orbitale w cząsteczkach wieloatomowych- według teorii orbitali molekularnych delokalizacja elektronów powoduje rozprzestrzenienie ich działania wiążącego na całą cząsteczkę.

68. Co to jest orbital molekularny? Jak powstaje?

Pytanie wydaje mi się częściowo podobne do poprzedniego.

Orbital molekularny opisuje zachowanie się (stan) elektronów w cząsteczce, jest układem wielocentrowym, określanym liczbami kwantowymi. Orbital molekularny powstaje na wskutek mieszania się orbitali atomowych atomów podczas tworzenia się wiązań chemicznych.

69. Hybrydyzacja –definicja: cechy atomowych orbitali zhybrydyzowanych

Hybrydyzacja- tworzenie nowych funkcji falowych dla centralnego atomu cząsteczki wieloatomowej (proces mieszania orbitali s, p i d w danym atomie)

Cechy atomowych orbitali zhybrydyzowanych:

- równocenne

- inaczej zorientowane w przestrzeni, mają inny kształt w porównaniu do orbitali wyjściowych

- złożone z 2 niejednakowych części

- silniejsze właściwości kierunkowe

- optymalne ułożenie w przestrzeni

- różne typy hybrydyzacji

Hybrydyzacja atomu Figura geometryczna Orbitale atomowe Przykład związku

określająca położenie biorące udział w

orbitali zhybrydyzowanych hybrydyzacji

digonalna linia prosta sp CO2

trygonalna trójkąt równoboczny sp2 C6H6

tetragonalna czworościan foremny sp3 H2O, NH3, C2H6, CH4, HF

kwadratowa kwadrat dsp2

bipiramidalna dsp3 bipiramida trygonalna dsp3

oktaedryczna ośmiościan foremny d2sp3 SF6

bipiramidalna d3sp3 bipiramida pentagonalna d3sp3

- wpływ wielkości udziału orbitalu s na kąty pomiędzy orbitalami zhybrydyzowanymi

- nie wszystkie orbitale zhybrydyzowane muszą uczestniczyć w tworzeniu wiązania chemicznego

- hybrydyzacji nie podlegają orbitale tworzące wiązania typu π

70. Orbitale molekularne zdelokalizowane

Teoria orbitali molekularnych cząsteczek wieloatomowych mówi o tym, że orbitale obejmują wszystkie atomy w cząsteczce. Czyli para elektronów zajmująca orbital wiążący uczestniczy w układzie wiązań całej cząsteczki. Ta teoria tłumaczy nam istnienie związków z niedoborem elektronów. Delokalizacja elektronów sugeruje, że wiążąca para elektronów wywiera wpływ na wszystkie atomy w cząsteczce. Na każdą parę związanych ze sobą atomów nie musi więc przypadać jedna para elektronów; mniejsza liczba par elektronowych rozprzestrzenionych na całą cząsteczkę może powiązać ze sobą wszystkie atomy. Jest tak w przypadku cząsteczki B2H6, w której sześć par elektronów wiąże ze sobą 8 jąder. ( źródło: ,,Chemia ogólna” Loretta Jones, Peter Adkins)

71. Wymień i opisz cząstki elementarne.

Lech Pajdowski Chemia ogólna

Linus Pauling, Peter Pauling Chemia

Podstawowe cząstki elementarne to:

• Elektron –zwany tez negatonem, trwała cząsteczka będąca jednym z elementów atomu o masie równej 1/1836 masy protonu. Elektrony tworzą zewnętrzne powłoki atomu. Należy do leptonów i może oddziaływać z innymi cząstkami tylko na drodze elektromagnetycznych oddziaływań i słabych oddziaływań. Ma spin równy 1/2, jest więc zaliczany jest do fermionów.

• Pozyton-cząstka o masie elektronu, lecz o ładunku dodatnim, równym co do wartości bezwzględnej ładunkowi negatonu; jest antyelektronem. Jego zderzenie z elektronem powoduje anihilację, w wyniku której dochodzi do powstania fotonów.

• Proton-posiada dodatni ładunek elementarny, stanowi składnik jąder atomowych. Posiada spin połówkowy. Proton i neutron są nazwane nukleonami. Liczbę protonów w jądrze atomowym określa liczba atomowa i jest to cecha charakterystyczna dla danego pierwiastka.

• Neutron-cząstka pozbawiona ładunku, zasadniczy składnik jądra atomowego. Jest nietrwały w stanie swobodnym. Liczba neutronów w atomie tego samego pierwiastka może być różna-mamy wówczas do czynienia z izotopami. Jego masa jest zbliżona do masy protonu. Posiada spin połówkowy. Istnieje antycząstka neutronu, nazywana antyneutronem.

• Foton-nie ma masy spoczynkowej, jego energia jest proporcjonalna do częstości drgań v: E=hv (h-stała Plancka).

• Neutrino-cząstka o masie niemal równej zeru, pozbawiona ładunku elektrycznego o spinie połówkowym. Jest on zaliczany do leptonów.

• Mezony-są to cząsteczki powstające w reakcjach jądrowych, nietrwałe, o masach znacznie większych od masy elektronu, ale mniejszych od masy protonu. Są bozonami zbudowanymi z kwarka i antykwarka.

Cząstki elementarne o spinie ½ nalezą do grupy fermionów, natomiast cząstki o spinie całkowitym(1 lub 0)-do grupy bozonów. Materia zbudowana jest z fermionów(protony, neutrony, elektrony), natomiast nośnikami sił wiążących fermiony są bozony (fotony, mezony).

72. Co to jest izotop?

• To atomy tego samego pierwiastka (czyli atomy o tej samej liczbie atomowej, które różnią się jednak swoją masą (czyli masą atomową). - Czyli izotopy danego pierwiastka mają taką samą liczbę protonów w jądrze, różnią się liczbą neutronów. Atomy poszczególnych izotopów noszą nazwę nuklidów. Każdemu izotopowi odpowiada inny rodzaj nuklidów. Izotopy tego samego pierwiastka mają nuklidy o tej samej liczbie atomowej, lecz różnej masie. A izotopy dwóch różnych pierwiastków mają nuklidy róźniące się liczbą atomową, najczęściej mają one także różną masę.

• Izotopy tego samego pierwiastka wykazują niemal takie same włąściwości fizyczne i chemiczne (takie same właściwości chemiczne, bo atomy różnych izotopów danego pierwiastka zawierają taką samą ilość elektronów krążących wokół jądra i elektrony są przyciągane przez taki sam ładunek jądra). Pewne różnice, na ogół bardzo niewielkie, lecz dające się wykryć odpowiednio czułymi metodami, zaznaczają się w przypadku tych właściwości, które są bezpośrednio związane z masą atomów oraz budową jądra atomowego.

• Większość pierwiastków występujących w przyrodzie stanowi mieszanine kilku izotopów, zachowującą na ogół stały skład bez względu na pochodzenie próbki oraz sposób jej otrzymania.

• Izotopy wodoru: Jądro najpospolitszego izotopu wodoru, zawiera tylko pojedynczy proton, jego liczba Z=1, A=1, a więc symbol piszemy w postaci 1H (prot) [jeszcze w dolnym indeksie powinno być 1]. Jądro wodoru ciężkiego o liczbie masowej Z=1, A=2, ma symbol 2H (deuter, D) [też z indeksem dolnym 1]. Trzecim izotopem wodoru jest tryt, Z=1, A=3 więc 3H (tryt, T) [dolny indeks 1]. Wbrew regułom przyjętym dla innych pierwiastków, każdy izotop wodoru ma własną nazwę.

• Tu jakieś dodatkowe informacje:

• Najwięcej izotopów trwałych ma cyna, bo aż 10. Nieliczne pierwiastki, takie jak m.in. fluor, sód, glin, fosfor, skand, mangan, kobalt, arsen, złoto, bizmut (a także itr, niob, rod, jod, cez, prazeodom, holm, tul:) ) mają po jednym trwałym izotopie.

• Zastosowanie izotopów w badaniach chemicznych: Izotopy promieniotwórcze produkowane w cyklotronach i reaktorach jądrowych znajdują liczne zastosowania w różnych działach nauki i techniki. Najważniejsze zastosowania to: użycie ich jako wskaźników promieniotwórczych, do badania dyfuzji, określania rozpuszczalności substancji trudno rozpuszczalnych, do badania mechanizmów reakcji chemicznych.

73 Energia wiązań

-jest to najmniejsza energia jaką należy dostarczyć do układu aby rozdzielić go na elementy składowe, czyli tak by siły przestały na siebie oddziaływać.

-Energia wiązania chemicznego - najmniejsza energia potrzebna do rozerwania wiązania chemicznego. Energię wiązań wyraża się najczęściej w jednostkach kJ/mol.

Energia wiązania substancji AB jest to energia wymieniana między układem a otoczeniem podczas rozpadu 1 mola AB na atomy A i B lub podczas tworzenia się 1 mola AB z atomów A i B. Łączna energia wiązań jest sumą wszystkich wiązań między A i B z uwzględnieniem ich krotności.

Na podstawie energii wiązań można oszacować entalpię reakcji, przy założeniu cyklu przemian polegających na rozpadzie wiązań w cząsteczkach substratów, a następnie na tworzeniu z atomów wiązań w cząsteczkę produktu.

*Kwantowymi teoriami wiązania chemicznego, które wyjaśniają zarówno charakter i energię wiązań w cząsteczce oraz geometrię cząsteczek, są teoria wiązań walencyjnych i teoria orbitali molekularnych (cząsteczkowych). W wielu punktach są podobne, lecz w różny sposób tłumaczą te same zjawiska. Teoria wiązań walencyjnych opisuje wiązanie kowalencyjne jako rezultat nałożenia się na siebie dwóch orbitali atomowych z niesparowanym elektronem o spinach przeciwnych, przy czym każdy orbital pochodzi od innego atomu. Sparowane w ten sposób ze sobą dwa elektrony w nałożonych orbitalach są przyciągane do jąder obydwu atomów, ponieważ są uwspólnione przez obydwa atomy i dzięki temu atomy te są połączone. Każdy z połączonych ze sobą atomów zatrzymuje swoje własne orbitale atomowe. Siła wiązania atomowego zależy od stopnia nałożenia się orbitali i jest tym większa, im bardziej orbitale zachodzą na siebie. Teoria orbitali molekularnych (cząsteczkowych) opisuje tworzenie wiązań atomowych jako rezultat matematycznej kombinacji orbitali atomowych (funkcji falowych), prowadzący do określenia energii i kształtu orbitali cząsteczkowych. Według tej teorii, tworzenie wiązania atomowego jest skutkiem powstania orbitali molekularnych (cząsteczkowych). Powstawanie orbitali molekularnych jest skutkiem kombinacji dwóch lub większej liczby orbitali atomowych. Liczba utworzonych orbitali molekularnych jest taka sama, jak liczba orbitali atomowych, z których kombinacje te powstały. Orbitale molekularne nazywane są tak, ze względu na ich przynależność do całej cząsteczki, a nie do konkretnego atomu