Wstęp:

Niniejszy rozdział naszej witryny zawiera omówienie kilku podstawowych reguł i zasad obowiązujących w chemii, bardzo przydatnych w procesie zdobywania wiedzy o charakterze i właściwościach pierwiastków poszczególnych grup. Warto się z nim zapoznać  przed rozpoczęciem studiowania właściwości pierwiastków. Znając i rozumiejąc podstawowe zależności skutkowo-przyczynowe wiążące właściwości danego pierwiastka z budową jego atomów i form cząsteczkowych, łatwiej zrozumieć i zapamiętać zachowanie się danego pierwiastka w konkretnej sytuacji chemicznej. Zanim jednak poznamy kilka prostych zależności,  będących podstawą chemii, chciałbym zwrócić uwagę na coś, co podręczniki chemii i wykładowcy najczęściej pomijają milczeniem, a co jest niezmiernie istotne dla swobodnego poruszania po "chemicznym poletku".  Częściowo piszę już o tym na stronie poświęconej problemowi "Jak się uczyć" (by polubić chemię) - jeśli jeszcze tam nie byłaś, radzę, zajrzyj.

To, że  każdy kij ma dwa końce  a  każdy medal ma dwie strony  wiemy doskonale nie od dziś. Pamiętać o tym musimy także w trakcie nauki chemii. Zasady, reguły, podziały,  ba, nawet niekiedy prawa, to najczęściej uogólnienia typowych zachowań pierwiastków i związków w typowych sytuacjach. Ich znajomość pozwala nam przewidzieć najbardziej prawdopodobne zachowanie się  związku w danej sytuacji. Dzięki nim dość szybko jesteśmy w stanie ogarnąć całość chemii i jej podstawowe prawa. To jedna strona medalu. 

Jest oczywiście i druga strona. Biada temu, kto do końca uwierzy w jednoznaczność przyswojonych  zasad i reguł - raz, dwa zginie w gąszczu odstępstw  i wyjątków! Ponadto należy pamiętać, że owe wyjątki, to najczęściej nie są żadne wyjątki, tylko konsekwencje rzeczywistych i niezmiennych praw przyrody, a w danej sytuacji dały wynik inny od spodziewanego, bo przewidując spodziewane nie wzięliśmy pod uwagę bezwzględnych praw przyrody i wszystkich rzeczywistych parametrów zjawiska (bo to trudniejsze) tylko proste, poznane reguły - i stąd niespodzianka. Niespodzianka, która dla umiejącego (rozumiejącego) chemię żadną niespodzianką być nie powinna.

Tak więc podstawy chemii serwowane nam przez podręczniki przyrównać możemy do mapy, która pozwala nam wytyczyć główne kierunki marszruty z punktu A do punktu B. Poruszając się jednak zgodnie z tymi założeniami trafimy, a to na ulicę jednokierunkową, a to na zakaz skrętu, a to na ulicę zamkniętą przez policję, bo będą jechać VIP-y ... itp. itd. Czyli wszystko niby zgodnie z prawdą (mapą) tylko w efekcie spóźnimy się na spotkanie.
Jeśli chcemy być pewni, że będziemy punktualnie, musimy oprócz ogólnej znajomości topografii poznać również tzw. organizacje ruchu i dowiedzieć się w miarodajnych źródłach, czy nie planuje się zdarzeń wyjątkowych. Wtedy dopiero mamy szansę, że zajedziemy na spotkanie punktualnie, oczywiście, jeżeli nie zepsuje się nam samochód (w chemii przypadek też stosunkowo często decyduje o końcowym efekcie przemian!).

A jak już mówimy o przypadku w chemii, to trzeba jasno powiedzieć (o czym znów większość podręczników milczy), że w zdecydowanej większości zjawisk chemicznych (i nie tylko chemicznych ...) mamy do czynienia z parametrami układu, które maja charakter średnich, wypadkowych wartości poszczególnych cząsteczek czy atomów. Jak długo mamy do czynienia z układem w skali makro (np. kilka mililitrów roztworu) parametry te są stałe, wyliczalne - np. temperatura, stężenie, skręcalność płaszczyzny światła spolaryzowanego ...  Jeśli jednak weźmiemy pod uwagę tylko kilka cząsteczek tego roztworu, parametry te przestaną być jednoznaczne, wyliczalne, a nawet mogą stracić sens.
Wyobraźmy sobie układ złożony z 1 ml wody w zamkniętym szklanym naczyniu o pojemności 25 ml, w warunkach standardowych. Bez trudu każdy określi, że mamy do czynienia z cieczą, nad którą znajduje się para nasycona, temperatura odzwierciedla średnią energię kinetyczną cząsteczek wody, współczynnik załamania światła wynosi n_D = 1,3333, skręcalność wynosi zero, powierzchnie cieczy charakteryzuje napięcie powierzchniowe, siły kapilarne (zwilżanie szkła) powodują powstanie menisku wklęsłego itp. itd.
A teraz wyobraźmy sobie ten sam układ, zmieniony tylko ilościowo - zamiast 1 ml wody w naczyniu mamy 1 cząsteczkę H₂O. Tu już nie ma mowy nawet o określeniu czy w naczyniu jest ciecz czy para, mówienie o napięciu powierzchniowym nie ma sensu, itp. itd. 
Zmniejszenie ilości cząsteczek wody w naczyniu z 3,3·10²² (tyle ich jest mniej więcej w 1 ml wody) do 1 spowodowało całkowitą zmianę w charakterze układu, jego jakości. Rodzi się więc pytanie o granicę między tymi dwiema "jakościami", będącymi tylko wynikiem zmian ilościowych  (ilości cząsteczek w naczyniu). Innymi słowy - ile cząsteczek musi być w naczyniu, by układ pod względem jakości nie odbiegał od wyjściowego 1 ml. I tu prostej, jednoznacznej odpowiedzi nie ma - właśnie ze względu na ten "statystyczny" charakter chemii. Statystyka bazuje na prawdopodobieństwie, które pozwala przewidywać trafnie zjawiska przebiegające w dużych skupiskach elementów, jest natomiast zupełnie bezsilna w przypadku przewidywania zachowania się pojedynczego elementu (możemy wyliczyć, że do wyborów pójdzie 60% uprawnionych, nie jesteśmy jednak w stanie imiennie przewidzieć, którzy to będą, ani niezawodnie określić, czy nasz sąsiad pójdzie głosować czy nie). Zatem, im więcej elementów (cząsteczek w naczyniu) tym nasze przewidywania zachowania się układu (jego parametrów) są precyzyjniejsze, i jako średnie, coraz bardziej stabilne.

Jest jeszcze jeden aspekt tego problemu. Dość często otrzymuję prośby o odpowiedź na pytanie, czy A reaguje z B, lub temu podobne. W takim przypadku możliwe są dwa podejścia - "filozoficzne" (każda reakcja jest teoretycznie możliwa, ta więc też) lub praktyczne (czy w wyniku reakcji A z B powstanie odpowiednio dużo produktu, czy warunki reakcji będą możliwe do uzyskania itp.). W tym drugim przypadku wszystko zależy od tego co uznamy za "odpowiednio dużo" czy "możliwe do uzyskania". A więc -  nic nie jest tak proste ...

No a teraz, skoro podstawowe zagrożenia są już rozpoznane - siadamy do mapy ...

POWRÓT do tablicy

do góry strony

    Zgodnie z zasadą uzyskiwania przez układ jak najniższej z możliwych w danej sytuacji, energii, elektrony w atomach kolejnych pierwiastków obsadzają orbitale w taki sposób, by zachować stan jak najniższej energii. Energia orbitali zależy głównie od dwóch czynników: głównej liczby kwantowej n (numer powłoki elektronowej) i pobocznej liczby kwantowej l (typ orbitala). Energia elektronu rośnie tym bardziej im dalszą od jądra zajmuje on powłokę. W obrębie tej samej powłoki najniższa jest energia elektronów obsadzających orbital s, następnie wyższa dla  p (identyczna dla wszystkich trzech p_x, p_y i p_z), dalej analogicznie dla elektronów na orbitalach d i w końcu f. Należy tu także pamiętać o zakazie Pauliego i regule Hunda.

Ta piękna systematyczność w obsadzaniu kolejnych orbitali przez elektrony kolejnych pierwiastków jest zachowana w trzech pierwszych okresach (od wodoru do argonu), których zawartość obejmuje pierwiastki w których obsadzane są orbitale s i p. Po wypełnieniu orbitala 3p (argon), zgodnie z powyższa regułą powinno nastąpić zapełnianie orbitala 3d. Dzieje się jednak inaczej. Orbital 4s gwarantuje niższą energie niż 3d i to on jest wcześniej zapełniany elektronami (potas: 1s²  2s²p⁶  3s²p⁶d ⁰  4s¹; wapń: 1s²  2s²p⁶  3s²p⁶d ⁰  4s²). Po zapełnieniu orbitala s wyższej powłoki (4s) następuje powrót do powłoki niższej i dalej zgodnie z regułą zapełniane są orbitale typu d (5 orbitali 3d, 10 elektronów w 10 kolejnych pierwiastkach od Sc do Zn). Po wypełnieniu orbitali 3d, dalej zgodnie z regułą wypełniane są orbitale p (3 orbitale 4p, 6 elektronów, od Ga do Kr). 

Analogicznie dzieje się w obrębie okresu 5 i 6, przy czym w okresie 6, po ulokowaniu na  orbitalu 5d jednego elektronu następuje wypełnienie orbitali 4f. Jest to grupa 14 pierwiastków, rozpoczynająca się lantanem (La: 1s²  2s²p⁶  3s²p⁶d¹⁰  4s² p⁶d¹⁰f ⁰  5s²p⁶  d¹f ⁰  6s² ), zwana lantanowcami. Mają one konfiguracje dwóch ostatnich powłok identyczną, (5s²p⁶  d¹f ⁰  6s² ) bowiem uzupełniana jest powłoka trzecia, licząc od najdalszej (7 orbitali 4f, 14 elektronów-14 pierwiastków).

Po zapełnieniu orbitali 4f wszystko "wraca do normy" (tej już trochę "zmodyfikowanej") i następuje wypełnianie orbitali 5d (pierwiastki od La do Hg)

Analogicznie dzieje się w okresie 7, gdzie po aktynie (Ac: 1s²  2s²p⁶  3s²p⁶d¹⁰  4s² p⁶d¹⁰f¹⁴  5s²p⁶  d¹⁰f ⁰  6s² p⁶  d¹f ⁰ 7s² ) występuje grupa aktynowców, uzupełniających orbitale 5f.

Nie jest to, niestety, jedyne odstępstwo od tej prostej reguły systematycznego obsadzania orbitali przez elektrony w atomie poszczególnych pierwiastków. Ponieważ, jak powiedzieliśmy wcześniej, energia danego orbitala zależy zarówno od głównej liczby kwantowej (tu podstawowe znaczenie ma oddziaływanie dodatniego ładunku jądra na ujemne elektrony, im liczba kwantowa większa, tym dalej elektron od jądra i tym oddziaływanie to jest słabsze) jak i od typu orbitala (co wiąże się między innymi z oddziaływaniem z innymi elektronami atomu). Zatem im dalej od jądra atomowego, tym mniejsze znaczenia ma oddziaływanie ładunku jądra atomowego a wzrasta znaczenie oddziaływań innych elektronów. Powoduje to w konsekwencji, że różnice energetyczne między orbitalami są coraz mniejsze i coraz częściej dochodzi do sytuacji, że reguła kolejności obsadzania w poszczególnych przypadkach nie jest zgodna z kolejnością energetyczną orbitali. Stąd te "modyfikacje".  Oprócz tych odstępstw opisanych wyżej istnieje jeszcze 10 indywidualnych, z których pamiętać szczególnie warto o Cr, Mo (grupa 6; zamiast d⁴ - s² mamy d⁵ - s¹), Cu, Ag, Au (grupa 11; zamiast d⁹ - s² mamy d¹⁰ - s¹), Pt, Pd (grupa 10; zamiast d⁸ - s² mamy d⁹ - s¹ lub d¹⁰ - s⁰). Można tu zauważyć pewna "skłonność" pierwiastków do obsadzania orbitali d 5 bądź 10 elektronami, kosztem obsadzeń orbitali s ostatniej powłoki (np. d⁵s¹ zamiast d⁴s² w chromie czy d¹⁰s¹ zamiast d⁹s² w miedzi). Trochę to przypomina dążność do wysycenia powłoki walencyjnej oktetem elektronowym.

I na koniec najważniejsze - co z tego wszystkiego wynika?
Chemiczne właściwości pierwiastków są zdeterminowane głównie przez lokalizacje i energię elektronów walencyjnych. Znając ich konfigurację można przewidzieć wartościowości, elektroujemności,  zdolność tworzenia kompleksów, wiązań koordynacyjnych i wiele innych właściwości. Łatwiej również zapamiętać wyjątki i odstępstwa od ogólnych zasad i reguł, bo są one zazwyczaj silnie związane z nietypową dla danej grupy konfiguracją. Tak więc podanych powyżej wiadomości nie należy traktować jako "sztuki dla sztuki" a raczej jako klucz do zapamiętania i zrozumienia wielu odstępstw od okresowości właściwości chemicznych (a często także fizycznych) pierwiastków.

Elektroujemność

Elektroujemność pierwiastków można rozumieć dwojako - jako cechę, właściwość atomów danego pierwiastka do przyłączania dodatkowych elektronów, lub jako wartość półempirycznego parametru. Wartości tego współczynnika dla poszczególnych pierwiastków pierwszy obliczył (i przede wszystkim zaproponował sposób ich wyliczania) Pauling. Później, stosując nieco inne podejście i sposób liczenia wartości parametru elektroujemności podali Rochow i Allred. Istnieje również inna metoda liczenia zastosowana przez Mullikena. W każdej z tych metod otrzymuje się nieco różne wartości dla tego samego pierwiastka, z czego wynika prosty wniosek, że nie należy do wartości parametru elektroujemności przywiązywać zbyt dużej wagi i traktować go należy jako parametr wyłącznie pólilościowy. Różnice pomiędzy elektroujemnością  obliczoną różnymi metodami  zazwyczaj nie przekraczają wartości 0,3, choć w pojedynczych przypadkach różnica ta może nawet przekroczyć wartość 1.

Elektroujemność, w rozumieniu samego zjawiska, jako tendencja do przyłączenia dodatkowego elektronu, zależy w głównej mierze od dwóch czynników: promienia atomu  oraz dążenia do uzyskania najbardziej trwałej konfiguracji oktetu elektronowego. Pierwszy czynnik związany jest z siłą oddziaływania dodatnio naładowanego jądra atomowego, która głównie zależy od wielkości ładunku jądra i promienia atomu - praktycznie można przyjąć, że siła ta słabnie wraz ze wzrostem promienia atomu. Drugi czynnik - chęć uzyskania oktetu elektronowego, należy rozważać w układzie dwóch atomów połączonych wiązaniem. Tu decydującą rolę odgrywa prawdopodobieństwo. W połączonych w cząsteczkę MgO atomach większe jest prawdopodobieństwo uzyskania oktetu przez  atom tlenu poprzez przyłączenie dwóch elektronów niż przez atom magnezu, który w tym celu musiałby przyłączyć aż sześć elektronów. Łatwiej mu (istnieje większe prawdopodobieństwo takiego zachowania) uzyskać oktet przez oddanie dwóch elektronów. Stąd czasem mówimy o pierwiastkach elektrododatnich, dla podkreślenia, że łatwiej przechodzą w postać z oktetem elektronowym przez oddanie elektronów i uzyskanie ładunku dodatniego niż przez przyłączenie elektronów (taka "odwrotna" elektroujemność).

Elektroujemność pierwiastków (a dokładniej różnice elektroujemności między pierwiastkami połączonymi wiązaniami chemicznymi) wpływając na wielkość polaryzacji poszczególnych wiązań powoduje powstawanie, w elektrycznie obojętnej cząsteczce, miejscowych ładunków dodatnich i ujemnych, co z kolei ma znaczący wpływ na reaktywność związków chemicznych (wytwarzają się swoiste "punkty zaczepienia" dla drugiej cząsteczki substratu). Ładunki te determinują także w znacznym stopniu właściwości fizyczne związku (np. rozpuszczalność czy  temperaturę topnienia lub wrzenia). Są też podstawowym czynnikiem określającym charakter wiązania między dwoma atomami (kowalencyjne, jonowe ...).

Znajomość elektroujemności i jej wpływu na reaktywność i właściwości związków chemicznych jest podstawową wiedzą, konieczną do zrozumienia chemicznych przemian i fizykochemicznych właściwości związków.

POWRÓT do tablicy

do góry strony

"Energetyczna" kolejność orbitali (poboczna liczba kwantowa l) w atomie przedstawia się następująco:

Hybrydyzacja orbitali [±²]

Zrozumienie pojęcia orbitalu jest podstawowym warunkiem zrozumienia zjawiska hybrydyzacji orbitali, a to z kolei jest wiedzą niezbędną do przewidywania przestrzennej budowy cząsteczek i związanym z tym ich zachowaniem się w czasie reakcji.

Pojęcie hybrydyzacji łatwiej sobie przyswoić, jeśli rozpatrywać je będziemy w kontekście wiązania chemicznego - już istniejącego lub tworzącego się w trakcie reakcji chemicznej. Pamiętając, ze orbital, to miejsce w przestrzeni określone energią wzajemnie przenikających się pól elektrycznych i magnetycznych pochodzących od elementów atomu, łatwo zrozumieć, że inny atom, znajdujący się dostatecznie blisko (wiązanie chemiczne lub reakcja) zakłóca swoim polem elektrycznym dotychczasowe relacje energetyczne i powoduje powstanie nowych, nieco inaczej rozłożonych w przestrzeni i o nieco innej energii obszarów, które nazywamy orbitalami zhybrydyzowanymi. Konieczność wprowadzenia pojęcia hybrydyzacji orbitali wynikła z doświadczalnych danych, które wskazywały, że konfiguracja elektronowa atomów w związku chemicznym często jest inna niż w atomach wolnego pierwiastka. Ta "inność" dotyczyła zarówno energii, kształtu jak i rozmieszczenia orbitali w przestrzeni. Ponieważ parametry te w orbitalach atomów wbudowanych w cząsteczkę związku były "uśrednione" w stosunku do parametrów w atomach pierwiastkowych zjawisko to nazwano hybrydyzacją. Można powiedzieć (pamiętając o znaczku [±²]), że hybrydyzacja następuje w trakcie reakcji pod wpływem czynników zewnętrznych (substratów reakcji). Najczęściej spotykany typ hybrydyzacji to sp^x (x 1-3), czyli powstanie nowych, zhybrydyzowanych orbitali, tworzących wiązania chemiczne, będących "uśrednieniem" orbitalu typu s z jednym (sp), dwoma (sp²) lub trzema (sp³) orbitalami typu p.

Zgodnie z regułą osiągania najniższej z możliwych energii układu, orbitale w przestrzeni układają się tak, by zminimalizować siły odpychania pomiędzy elektronami  poszczególnych orbitali.

Rozpatrzmy przykład dwóch, pozornie dość podobnych cząsteczek H–Be–H  (wodorek dwuwartościowego berylu) i H–O–H  (wodorek dwuwartościowego tlenu, woda). W przypadku berylu konfiguracja powłoki walencyjnej (biorącej udział w wiązaniach chemicznych) to dwa sparowane elektrony na orbitalu 2s. Aby utworzyć wiązanie z orbitalem s wodoru musi się na niego nałożyć orbital berylu zawierający niesparowany elektron. Musi zatem dojść najpierw do wzbudzenia atomu berylu. Ponieważ atom ten ma nieobsadzone 3 orbitale typu p, nastąpi przejście jednego elektronu z 2s² na 2p¹, co w konsekwencji wywoła hybrydyzację sp i powstaną dwa, ułożone w jednej linii, orbitale sp zawierające po 1 niesparowanym elektronie. Te wzbudzone orbitale utworzą wiązanie z orbitalami s atomów wodoru. Powstanie liniowa cząsteczka BeH₂.

W przypadku tlenu konfiguracja powłoki walencyjnej to s²p⁴ ,  co dla atomu tlenu w cząsteczce wody daje  rozkład elektronów walencyjnych 2-2-1-1, a więc możliwość przyłączenia dwóch atomów wodoru (przyjęcia dwóch elektronów i utworzenie układu 2-2-2-2). W takim przypadku wszystkie cztery orbitale atomu tlenu są wypełnione i dochodzi do hybrydyzacji sp³ (także dwie "wolne" pary elektronowe tlenu znajdą się na zhybrydyzowanych orbitalach). Stąd cząsteczka wody nie jest liniowa, bowiem orbitale w hybrydyzacji sp³ tworzą układ tetraedryczny, a zatem wiązania O–H tworzą kat około 110°.

POWRÓT do tablicy

do góry strony

W dużym uproszczeniu (jak to zwykle u nas) można powiedzieć, ze wiązanie chemiczne między dwoma atomami następuje wówczas, gdy atomy te zbliżą się do siebie w taki sposób i na taką odległość, że ich orbitale z powłok walencyjnych pokryją się (znajdą się w tym samym miejscu w przestrzeni) w sposób znaczny. Warunkiem powstania wiązania jest, aby w przestrzeni nałożonych orbitali znajdowały się dwa elektrony o przeciwnych spinach. Najczęściej jeden elektron pochodzi od jednego atomu, drugi od drugiego - nie jest to jednak jedyny przypadek. Może się zdarzyć (wiązania koordynacyjne), że wspólną przestrzeń obu orbitali zbuduje pusty orbital jednego atomu i wypełniony orbital drugiego.

[±²] Energia (siła wiązania atomów) i charakter (np. reaktywność) tak powstałego wiązania głównie zależeć będzie od energii orbitali tworzących wiązanie, od stopnia uwspólnienia ich przestrzeni (stopnia nałożenia się orbitali) oraz różnicy elektroujemności atomów tworzących to wiązanie. Stopień nałożenia się orbitali tworzących dane wiązanie w dużej mierze będzie zależał od przestrzennego rozmieszczenia orbitali względem siebie i od istniejących już wiązań (patrz wiązania wielokrotne). Pewien wpływ na charakter wiązania może mieć także środowisko. Chlorowodór (HCl) w stanie gazowym ma trwałe wiązanie  kowalencyjne, które po wprowadzeniu do roztworu wodnego pod wpływem wody łatwo przechodzi w jonowe i chlorowodór ulega dysocjacji elektrolitycznej. 

Ponieważ parametry wpływające na energię wiązania są stałe (w pewnym przybliżeniu, ale dla celów praktycznych wystarczająco dokładnym) dla wiązań występujących między atomami danych pierwiastków, wartości tych energii zostały wyznaczone i mogą służyć do obliczania efektów energetycznych reakcji. Ponieważ rozerwanie danego wiązania wymaga nakładu energii równego energii danego wiązania, a powstanie nowego wiązania uwalnia taką ilość energii jaka charakteryzuje to wiązanie, obliczając różnicę pomiędzy sumą energii wiązań substratów i produktów (oczywiście z uwzględnieniem stechiometrii reakcji) możemy obliczyć efekt energetyczny reakcji. W sposób precyzyjniejszy mówi o tym prawo Hessa.

Typy wiązań

Zrozumienie istoty wiązania między atomami i różnic w charakterach tych wiązań to ważny element wiedzy chemicznej. Trzeba jednak znów w tym miejscu przypomnieć, że omawiając tę problematykę stosujemy olbrzymie uproszczenia, po to, by w sposób najmniej zawiły wyjaśnić podstawy (inaczej bowiem mało kto byłby w stanie coś z tego zrozumieć i zapamiętać!). Przede wszystkim, pamiętajmy, że wiązanie to nie kreska łącząca dwa atomy, elektrony tworzące wiążącą parę nie tkwią w bezruchu między wiązanymi atomami, polaryzacja to nie przesunięcie nieruchomych elektronów w okolice jednego atomu ... i ogólnie pamiętajmy, że to co piszemy na papierze, to tylko symbole, a to co mówimy na ten temat, to uproszczenia. Ponieważ stosując te uproszczenia możemy dość dobrze tłumaczyć makroskopowe właściwości substancji, większości z nas takie podejście wystarczy (pod warunkiem, że pamiętamy iż  ... nic nie jest tak proste jak się nam wydaje ...) a głodnych wiedzy na temat rzeczywistości odsyłam do mechaniki kwantowej.

Wiązania chemiczne najczęściej dzielimy na :

Jak to zwykle bywa przy podziałach tego typu "czyste" rodzaje wiązań spotykamy niezwykle rzadko. Wiązanie kowalencyjne, atomowe możemy uznać za skrajny przypadek z jednej strony a wiązanie w pełni jonowe z drugiej. Wiązania, które spotykamy w praktyce chemicznej lokują się pomiędzy nimi, raz bliżej pierwszej skrajności, raz drugiej. Ze względów praktycznych jedne uznamy za spolaryzowane a inne za jonowe, choć nie raz spotkamy się też z określeniem, że dane wiązanie jest np. w 40% jonowe. Podchodząc ortodoksyjnie do podanego powyżej podziału (czego, jak już wiemy, robić nie należy), oburzymy się, twierdząc, że takie sformułowanie nie ma sensu. Jeśli jednak pamiętamy, co na wstępie powiedzieliśmy o wiązaniach, takie sformułowanie nas nie oburzy, a odczytamy je tak, że 40% cząsteczek w danym momencie wykazuje charakter jonowy, a pozostałe atomowy, spolaryzowany (pamiętamy - "statystyczność" zjawisk).

Istnieje jeszcze jeden podział wiązań, najczęściej pojawiający się w momencie omawiania węglowodorów nienasyconych. Stwarza to znowu nieuprawnione wrażenie, że wiązania tam opisane dotyczą tylko związków organicznych. Żeby tego wrażenia uniknąć omówmy te wiązania tu. Chodzi o wiązania σ i π czyli ogólniej o wiązania wielokrotne. Jeżeli przyjmiemy, że wiązania między atomami w cząsteczce tworzą elektrony orbitali s i p ostatniej powłoki (jest to prawda w przypadku zdecydowanej większości związków), oraz pamiętając o przestrzennym usytuowaniu orbitali, (także po hybrydyzacji - patrz orbital i hybrydyzacja), a także o tym, że powstanie wiązania to nałożenie się współosiowe orbitali, dojdziemy do wniosku, że stworzenie dwóch wiązań między dwoma atomami jest z geometrycznego punktu widzenia niemożliwe:
Ponieważ jednak wiązania wielokrotne między atomami występują (np. C=O), musi zatem istnieć jakiś sposób na nałożenie się pozostałych orbitali, tak, by stworzyły drugie wiązanie. Okazuje się, że jeżeli nastąpi hybrydyzacja sp2, to trzy orbitale zhybrydyzowane będą położone w jednej płaszczyźnie, a pozostały orbital p będzie do tej płaszczyzny prostopadły. Jeżeli teraz dwa orbitale zhybrydyzowane utworzą wiązanie,  to orbitale p, będąc ustawione w stosunku do siebie równolegle, nałożą się częściowo na siebie, tworząc tym sposobem drugie wiązanie. Będzie to jednak wiązanie o nieco innym charakterze. Pokrycie się orbitali bokami jest słabsze, co daje wiązanie o niskiej energii (reaktywne) ponadto nie "chowające się" między jądrami atomów a układające się na zewnątrz: Takie wiązania nazywamy wiązaniami typu π (powstały z orbitali p) w odróżnieniu od towarzyszących im "zwykłych" wiązań kowalencyjnych typu σ (powstałych z orbitali s lub zhybrydyzowanych spx).
Wiązanie podwójne w etenie  CH2=CH2	Schemat wiązania podwójnego - wiązanie typu σ  w osi łączącej atomy, π z nałożenia się orbitali p bokami	Schemat wiązania podwójnego; widok po osi wiązania σ
W przypadku hybrydyzacji sp powstają dwa orbitale zhybrydyzowane, leżące w jednej linii, i pozostają dwa orbitale p, prostopadłe do tej lini i do siebie nawzajem. Powstaje wiązanie potrójne ( jedno σ   i dwaπ) w analogiczny sposób jak opisane wcześniej wiązanie podwójne. Wiązania podwójne mogą występować w układzie wiązań sprzężonych, co skutkuje nowymi, ciekawymi właściwościami (patrz).
Wiązanie potrójne w acetylenie  (etynie)	Widok z boku analogiczny jak powyżej, tylko wiązanie σ  zasłonięte drugim wiązaniem π, w płaszczyźnie prostopadłej do płaszczyzny rysunku. Cząsteczka liniowa (patrz wzór po lewej).	Schemat wiązania potrójnego; widok po osi wiązania σ

POWRÓT do tablicy

do góry strony

Wartościowość, szczególnie na początku nauczania chemii, gdy występuje w najprostszym ujęciu, wydaje się być niezbyt skomplikowanym problemem (sam nie raz tłumaczyłem różnym młodym znajomym, jak to "atomy łapią się za rączki" czy  "atomy jak klocki Lego ..."). Poszczególne pierwiastki mają charakterystyczne dla siebie wartości wartościowości, wynikające z obsadzenia ich powłok walencyjnych, pozwalające przewidywać i łatwo zapamiętywać skład związków chemicznych. Skoro Na jest jednowartościowy i Cl też, to wiadomo, że ich związek to będzie NaCl. Jeśli wapń jest dwuwartościowy to utworzy związek CaCl₂, a trójwartościowy glin AlCl₃, zaś czterowartościowy węgiel z dwuwartościowym tlenem da CO₂, itp. itd... Prawdziwe problemy zaczynają się później, kiedy napotykamy na związki, w których wyliczenie wartościowości  jednego pierwiastka na podstawie znajomości wartościowości innych pierwiastków wchodzących w skład tego związku, robi się zbyt skomplikowane (w Pb₃O₄ obliczymy dla ołowiu wartościowość 4·2/3=8/3!!, w Na₂O₂ albo sód ma wartościowość 2 albo tlen 1 itp.). Tu też pojawia się wciąż powracający problem konfliktu między wynikami schematycznych (i łatwych) obliczeń a rzeczywistością. Dla węgliku wapnia CaC₂ i dwuwartościowego Ca (inaczej być nie może, bo ma tylko dwa elektrony walencyjne)  obliczamy w tym związku wartościowość węgla jako 1(!!), czego nie da się wytłumaczyć w sensowny sposób. Dopiero znajomość struktury tego związku wszystko wyjaśnia.

Po głębszym zastanowieniu doszedłem do wniosku (to moja całkiem prywatna konstatacja!), że pojęcie wartościowości potrzebne jest jedynie w tym pierwszym okresie nauczania podstaw chemii, a w późniejszym okresie bardziej przeszkadza (gmatwa sprawę) niż pomaga i wyjaśnia. Tak naprawdę potrzebne jest tylko, jako stopień utlenienia pierwiastka, w rozpatrywaniu przebiegu i stechiometrii reakcji redoksowych.

Trzeba sobie wyraźnie powiedzieć, że nie istnieje jedna definicja, czy choćby jedno wyjaśnienie pojęcia terminu "wartościowość". Oznacza to w praktyce, że ten sam termin w różnych kontekstach ma trochę różne znaczenie. Mnie samego zaskoczył fakt, że w paru podręcznikach chemii ogólnej i nieorganicznej nie znalazłem w skorowidzu (skądinąd bardzo bogatym) terminu "wartościowość"! Autorzy wolą nie ryzykować. 

Tak więc w różnych sytuacjach pod pojęciem wartościowości rozumiemy:

• liczbę atomów jednowartościowego pierwiastka (np. wodoru lub litu), którą jest w stanie przyłączyć atom danego pierwiastka (ujęcie "klasyczne")

• liczbę elektronów oddanych lub pobranych przez atom danego pierwiastka wchodzącego w skład związku jonowego (Na[+1] i Cl[-1] w NaCl;  Sn[+4] i F[-1] w SnF₄)

• ilość wspólnych z innymi atomami par elektronowych, wiążących 

• w związkach o charakterze kompleksów (wiązania koordynacyjne, donorowo-akceptorowe) jest to ilość ligandów (donorów par elektronowych) dookoła jonu centralnego. Na przykład w jonie sześcioamminokobaltowym [Co(NH₃)₆]³⁺ atom kobaltu ma wartościowość 6 (wiąże 6 cząsteczek amoniaku wiązaniami koordynacyjnymi NH₃—>Co) i jednocześnie wartościowość +3 (jonową).

• stopień utlenienia, swoista wartościowość pierwiastka, ważny parametr w reakcjach utlenienia-redukcji. Jeżeli hipotetycznie przyjmiemy, że cząsteczka związku chemicznego składa się z powiązanych ze sobą zjonizowanych atomów, to ładunek takiego hipotetycznego jonu oznacza jego stopień utlenienia. Ponieważ w cząsteczce obojętnej algebraiczna suma ładunków wynosi zero, także suma stopni utlenienia wynosi zero, co pozwala obliczać stopień utlenienia atomów biorących udział w procesie redoksowym na podstawie stopni utlenienia pozostałych atomów.
  Obliczenie stopnia utlenienia danego atomu w cząsteczce ułatwia nam stałość wartościowości (stopni utlenienia) wodoru i tlenu w związkach chemicznych: atom wodoru H ma stopień utlenienia +1, za wyjątkiem związków z metalami, zwanych wodorkami, gdzie przyjmuje wartościowość -1; tlen O ma stopień utlenienia -2, za wyjątkiem fluorku tlenu OF₂, gdzie przyjmuje wartościowość +2, oraz nadtlenków gdzie ma wartość -1.Dla stanów pierwiastkowych i wiązań łączących atomy tego samego pierwiastka przyjmujemy wartościowości 0. 

Tak więc zamiast blokować sobie pamięć informacjami, jaką wartościowość w jakiej sytuacji może przyjąć dany pierwiastek i jakie konsekwencje dla budowy i składu cząsteczki z tego wynikają, lepiej zapamiętać zasady okresowości, budowy powłoki walencyjnej i mechanizmy tworzenia wiązań. Ochroni nas to przed błędami interpretacji rzeczywistości (wartościowość 8/3 w Pb₃O₄!!) i pozwoli zrozumieć zawiłości budowy związków kompleksowych. Nie zapominajmy tylko nigdy o istnieniu w wielu przypadkach w powłoce walencyjnej "pustych" orbitali, które mogą być wykorzystane do budowy związku (wiązania donorowo-akceptorowe, koordynacyjne).

Kompleksy

Chemia kompleksów czy też chemia koordynacyjna to dość duży dział chemii, którego w szczegółach oczywiście tu omawiać nie będziemy. Chodzi mi jednak o zwrócenie uwagi na ten typ związków, bowiem jest on dość często spotykany w praktyce, a najczęściej upraszczany do mało zrozumiałych zapisów stechiometrycznych. 
Szczególnie łatwo powstają wiązania koordynacyjne (nałożenie wypełnionego orbitalu liganda na nieobsadzony, "pusty" orbital kationu) w przypadku pierwiastków grup przejściowych (3-12). Dodatni ładunek kationu jonu centralnego przyciąga ujemny biegun dipola liganda, ułatwiając tym sposobem powstanie wiązania koordynacyjnego. 

Wartość liczby koordynacyjnej (ilości ligandów na jeden atom centralny) może zmieniać się w zależności od sytuacji (np. stężenia cząsteczek ligandu w roztworze), a za tym następuje zmiana geometrii cząsteczki lub jonu kompleksowego. Kompleksy mogą być płaskie, mieć kształt piramidy bądź bipiramidy na podstawie trójkątnej lub kwadratowej. Jak zwykle chodzi o uzyskanie przez układ najniższej z możliwych energii (odpychanie się cząsteczek ligandów).

Szczególnym przypadkiem kompleksów są kompleksy chelatowe (kleszczowe), gdzie kilka atomów ligandowych (z wolnymi parami elektronowymi) należy do tej samej cząsteczki i dzięki temu struktura kompleksu przypomina kleszcze, trzymające atom (jon) centralny. Taka budowa zapewnia energetyczną trwałość. Do najpopularniejszych kompleksów tego typu należą kompleksy EDTA.

Reakcja tworzenia kompleksu jest reakcją odwracalną, w której równowaga zależy od czynników zewnętrznych, głównie stężenia substratów. Trwałość kompleksu opisuje stała trwałości kompleksu, będąca niczym innym jak stałą  równowagi reakcji kompleksowania ligandów przez jon centralny.

Zjawisko tworzenia związków kompleksowych jest o wiele powszechniejsze niż nam się wydaje. Podręczniki jednak często, dla prostoty opisu podstawowych właściwości chemicznych związku, "zatajają" fakt, że związek ma charakter kompleksu. Z jednej strony ułatwia to szybsze poznanie właściwości podstawowych, z drugiej jednak naraża nas na stres, gdy nagle dowiadujemy się, że znany nam z wcześniejszej nauki wodorotlenek żelaza(III) to nie Fe(OH)₃ lecz Fe₂O₃·nH₂O. Warto pamiętać, że większość wodorotlenków metali (za wyjątkiem 1 i 2 grupy) to właśnie uwodnione tlenki a nie wodorotlenki, choć dla prostoty tak je najczęściej zapisujemy. Należy także pamiętać, że najpopularniejszy rozpuszczalnik - woda, może być także (i bardzo często jest) ligandem, a że występuje zazwyczaj w dużym stężeniu (około 50M), bardzo często w wodnych roztworach powstają tzw. akwajony. I znów dla uzyskania maksymalnej prostoty w podstawowych rozważaniach często  nawet o tym nie wspominamy, jest to jednak "chowanie głowy w piasek", bowiem w którymś momencie musimy o tym powiedzieć, by wyjaśnić jakieś szczególne zachowanie się związku. Często wówczas nieprzygotowany słuchacz popada w frustracje i zaczyna podejrzewać, że "chemia, to nie dla mnie..."

POWRÓT do tablicy

do góry strony

Ponieważ pierwszy nasz kontakt z chemią to opowieści o pierwiastkach, ich atomach, tablicy układu okresowego, gdzie mamy symbole pierwiastków zapisane jako pojedyncze atomy, powstaje w nas podświadome przekonanie, ze pierwiastki występują w stanie atomowym. Nawet definicja pierwiastka mówi, że to "zbiór atomów o jednakowej liczbie atomowej". Nie wchodząc jak zwykle w szczegóły możemy powiedzieć, że w postaci atomowej występują gazy szlachetne (grupa 18), pozostałe pierwiastki gazowe występują w postaci cząsteczek dwuatomowych (choć zdarzają się wyjątki, np. tlen to nie tylko O₂ ale także ozon O₃). Pierwiastki grupy fluorowców występują w postaci dwuatomowej (także Br₂ - ciecz i I₂ - ciało stałe), Pierwiastki metaliczne można traktować bądź jako pojedyncze atomy, bądź jako makrocząsteczki. Są to kryształy metaliczne, czyli uporządkowany przestrzennie zbiór jonów otoczony chmurą elektronów.

Pozostałe pierwiastki występują w wieloatomowych cząsteczkach (zbudowanych oczywiście z jednakowych atomów), a przestrzenna budowa i wielkość tych cząsteczek powoduje występowanie różnych właściwości fizycznych a także chemicznych danego pierwiastka. Zjawisko to nazywamy alotropią.

Alotropia

Alotropia to określenia zjawiska występowania tego samego pierwiastka w kilku postaciach (cząsteczkach zbudowanych wyłącznie z atomów danego pierwiastka) wyraźnie różniących się właściwościami fizycznymi, a często także chemicznymi. Alotropia pierwiastków, mająca praktyczne znaczenie, zostanie szczegółowiej omówiona w rozdziałach traktujących o danym pierwiastku. Tu warto tylko wspomnieć, że szczególnie bogato prezentuje się alotropia węgla, siarki, selenu i fosforu.

POWRÓT do tablicy

do góry strony

Większość związków między pozycją w układzie okresowym pierwiastków a istotnymi parametrami pierwiastka zostało już szerzej omówione w różnych rozdziałach naszej witryny (m.in. Układ okresowy czy elektroujemność). Tu dla wygody zbierzemy w krótkie konstatacje najważniejsze z nich.

Metaliczność, rozumiana zarówno jako właściwość chemiczna (tworzenie wodorotlenków) jak i fizyczna (połysk, kowalność, przewodnictwo elektryczne i cieplne itp.) maleje ze wzrostem numeru grupy a rośnie wraz z numerem okresu. Generalnie więc zmienia się rosnąco "po przekątnej" od fluoru do fransu. Odwrotnie zmienia się elektroujemność, co jest zrozumiałe, bowiem obie te cechy wywodzą się z tych samych źródeł - wielkości promienia  jonowego i łatwości osiągnięcia oktetu elektronowego na zewnętrznej powłoce.

Jeśli przez metaliczność pierwiastka rozumiemy jego zasadowość (tworzenie wodorotlenków), to kwasowość będzie rosła generalnie tak jak elektroujemność, choć tu zależności nie są tak proste i jednoznaczne.

Promień atomowy

W różnych opisach chemicznych stykamy się czasem z pojęciem promienia atomu, jonu lub promieniem van der Waalsa. Najważniejsze jest, by pamiętać, że atom to nie regularna kulka, której promień można jednoznacznie wyznaczyć i że mówienie o promieniu jest tu olbrzymim skrótem myślowym, a samo pojecie promienia jest dość symboliczne. Jest to określenie pewnej średniej odległości środka jądra atomowego od powierzchni przechodzącej przez punkty o pewnych właściwościach. Jego precyzje i dokładność można przyrównać do określenia z mowy codziennej, ze miasto A leży 15 km od miasta B. Ponieważ jednak jest czasem o tych promieniach mowa - omówmy je króciutko i my:

Promień atomowy, promień van der Waalsa (na rysunku poniżej odległość od środka atomu do ciągłej czarnej linii) to odległość do zewnętrznej powłoki innego atomu, stykającego się z naszym, ale nie tworzącego jeszcze wiązania kowalencyjnego. Wyznacza strefę fizycznego zbliżenia dwóch atomów. Wartość ta rośnie w grupie wraz z okresem (co oczywiste, dochodzą kolejne powłoki), zaś w obrębie okresu oscylują (można uznać, że nie zmieniają się zbytnio).

Promień atomowy kowalencyjny (na rysunku poniżej odległość od środka atomu do przerywanej niebieskiej linii, symbolizującej  granicę nakładania się orbitali tworzących wiązanie kowalencyjne) wyznacza odległość od środka atomu do "środka" wiązania kowalencyjnego między atomami. Oczywiście zawsze nieco mniejszy niz van der Waalsa. Rząd wielkości tych promieni to 100 - 250 pm (pikometrów, 10^-12 m).

Promień jonowy jest najczęściej troszkę większy od promieni van der Waalsa dla jonów ujemnych (dodatkowe elektrony, odpychanie się ładunków ujemnych) i znacznie mniejszy dla kationów (usunięcie elektronów z ostatniej powłoki) i malejący w miarę wzrostu wartościowości kationu (silniejsze przyciąganie pozostałych elektronów przez dodatni ładunek jądra). Jon dodatni z pustą powłoka walencyjna może być nawet dwa razy mniejszy od macierzystego atomu.

Energia jonizacji dodatniej i przyłączenia elektronu (jonizacji ujemnej). 
Można w dużym uproszczeniu przyjąć, że pierwiastki pierwszych grup tworzą wyłącznie kationy, ich energia jonizacji jest niska, łatwo odłączają elektron (elektrony) by przejść w postać jonową (kation) z wypełnioną ostatnią powłoką (Na⁺, Ca²⁺, Al³⁺ ...). Dla pierwiastków ostatnich grup uzyskanie oktetu na ostatniej powłoce łatwiejsze jest przez przyłączenie elektronów, czyli stworzenie jonów ujemnych (Cl^-; S^2- ; ...). Zarówno w pierwszym, jak i drugim przypadku najniższą energią charakteryzuje się proces oddania (przyjęcia) pierwszego elektronu, zaś powstały w ten sposób ładunek dodatni lub ujemny jonu przeciwdziała następnym takim procesom i drugi stopień jonizacji i następne,  wymagają znacznie wyższych energii. Pierwiastki grup głównych ze środka układu, mając równie wysokie energii jonizacji dodatniej jak i ujemnej, i to bardzo wysokie z powodu ilości elektronów, które muszą wymienić z otoczeniem, nie tworzą jonów jednoatomowych lecz przede wszystkim wiązania kowalencyjne lub wchodzą w skład jonów złożonych.

W obrębie grupy, wraz ze wzrostem numeru okresu, ze względu na rosnącą odległość od dodatniego jądra, będzie maleć energia jonizacji dodatniej (powstawania kationu).

Pierwiastki przejściowe

Związki zawierające pierwiastki przejściowe (grupy 3-12, blok d) dość często sprawiają sporo kłopotów. Źródłem tych kłopotów są dość znaczne odstępstwa od reguł, do których zdążyliśmy się już przyzwyczaić w początkowym etapie poznawania chemii. Ponieważ zazwyczaj zaczynamy naukę chemii na przykładach związków zawierających pierwiastki grup głównych, reguły tam obowiązujące przenosimy bez zmian na pierwiastki grup pobocznych i nagle okazuje się, że wszystko jest nie tak ...
Nauczający często bardzo pobieżnie omawiają różnice między chemią grup głównych i pobocznych, a niektórzy nie poświęcają temu problemowi żadnej uwagi - i kłopot ze zrozumieniem chemizmu tych pierwiastków gotowy.  

Podstawowa różnica między tymi grupami pierwiastków polega na budowie i konfiguracji elektronowej ostatnich powłok. Pewne "niekonsekwencje" w okresowości budowania kolejnych powłok i podpowłok zostały omówione wcześniej w konfiguracji elektronów i energii orbitali. Konsekwencją tych omówionych wyżej zjawisk jest fakt, że elektrony walencyjne pierwiastków przejściowych należą do ostatniej i przedostatniej powłoki, a ilość możliwych (i w praktyce występujących) hybrydyzacji jest znaczna, co powoduje pewną "nieprzewidywalność" zachowań chemicznych. W przypadku pierwiastków grup głównych powłoką walencyjna jest zawsze ostatnia powłoka atomu, a nieobsadzone orbitale d tej powłoki stosunkowo rzadko biorą udział w tworzeniu wiązań.

Warto tu wspomnieć o jeszcze jednej właściwości pierwiastków przejściowych, związanej z istnieniem nieobsadzonych orbitali d w ich powłoce walencyjnej. Wartości energii przejść elektronowych pomiędzy orbitalami i łatwość ulegania różnego typu hybrydyzacji powoduje, że pochłaniają one kwanty energii niesione przez promieniowanie elektromagnetyczne zakresu światła widzialnego. Powoduje to powstanie zabarwienia związku lub jego roztworu. Wśród barwnych związków nieorganicznych zdecydowaną przewagę mają związki zawierające w swej strukturze atomy pierwiastków przejściowych. Należy jednak pamiętać, że to nie sam fakt przynależności do grupy pierwiastków przejściowych jest przyczyną powstania barwy, a występowanie niewysyconego orbitala d walencyjnej powłoki tych pierwiastków. Jon miedzi Cu⁺ o konfiguracji powłoki walencyjnej d¹⁰s⁰ jest bezbarwny zaś jon miedzi Cu²⁺ o konfiguracji d⁹s⁰ niebieski. Związki cynku o konfiguracji d¹⁰s² i jony cynkowe o konfiguracji d¹⁰s⁰ są bezbarwne.

Oczywiście samo zrozumienie genezy "dziwnych zachowań" w niczym nie ułatwia zapamiętania, dlaczego np. trzy pierwiastki grupy 11, mimo pozornie analogicznej struktury elektronowej powłok walencyjnych {n d¹⁰  (n+1) s¹} wykazują różną wartościowość w swych związkach: Cu II lub czasem I, Ag praktycznie zawsze I zaś Au najczęściej III, choć i związki z Au I też się zdarzają. Jednak znajomość źródła tych "niekonsekwencji" zapobiega wpadnięciu w skrajną frustracje i depresję i pozwala zachować wiarę w naszą zdolność pojmowania chemii, nigdy jednak nie zapominając, że ... nic nie jest tak proste jak się nam wydaje, nic też nie jest jednak aż tak skomplikowane, byśmy nie byli w stanie tego pojąć ...
Czasem po prostu trzeba się nieco bardziej wysilić.

POWRÓT do tablicy

do góry strony

Tu tytuł może nie do końca jest adekwatny do treści, ale pozostawmy go ze względu na prostotę. 

Chcę zwrócić uwagę na pewien fakt, znów dość często pozostawiany bez należytego wyjaśnienia. Dla prostoty wykładu podajemy w równaniach wielu reakcji wzór sumaryczny związku, który sugeruje (zbyt sugestywnie) prostą budowę cząsteczki, choć w rzeczywistości jest ona o wiele bardziej skomplikowana. Dla wyjaśnienia stechiometrii takiej reakcji nie ma znaczenia, czy zapiszemy cząsteczki wzorem uproszczonym czy też skomplikowanym, uwzględniającym w większym stopniu rzeczywistość. Tu też się zgadzam, że prostota zapisu ułatwia zapamiętanie reakcji i w niczym nie zakłamuje problemu stechiometrii reakcji. Niebezpieczeństwo czyha gdzie indziej. Jeśli przyzwyczaimy się na podstawie obcowania z takimi uproszczonymi schematami, że istnieje związek np. P₂O₅, to kłopot może pojawić się, gdy w innym miejscu natkniemy się na P₄O₁₀; zapisanie w reakcji symbolicznie cząsteczki NaCl, choć taka praktycznie nie istnieje, jest dopuszczalne dla omówienia reakcji, może sprawić jednak duży zamęt, gdy po latach stosowania takiego zapisu przeczytamy, że cząsteczka NaCl czy HF nie istnieje. Problemy takie wystąpią przy omawianiu kwasów krzemowych i ich soli, fosforanów, boranów, glinokrzemianów, szczególnie w aspekcie ich właściwości fizycznych. Więcej na ten temat znajdzie się przy omawianiu konkretnych pierwiastków i ich związków, tu tylko zwracam uwagę na problem, żeby nikt nie był zaskoczony w przyszłości. Związki nieorganiczne też tworzą naturalne polimery, oligomery, asocjaty, związki uwodnione itp. i dobrze jest o tym pamiętać też i w tedy, gdy piszemy schematyczny wzór takiego związku.

POWRÓT do tablicy

do góry strony