Wiązania chemiczne – kowalencyjne i kowalencyjne spolaryzowane

Związki chemiczne są jednym z fundamentów chemii. Wśród różnych typów wiązań chemicznych wyróżniamy kowalencyjne oraz kowalencyjne spolaryzowane, jonowe oraz metaliczne. Większość atomów w przyrodzie występuje w stanie związanym, a jedynie niektóre pierwiastki, zwane gazami szlachetnymi, występują w stanie wolnym. W module tym dowiesz się, dlaczego niektóre atomy łączą się ze sobą, a także poznasz jeden ze sposobów tworzenia związków chemicznych.

Na rysunku przedstawiono modele graficzne cząsteczek wody i azotu, a także ich wzory elektronowe. Cząsteczka wody składa się z atomu tlenu i dwóch atomów wodoru, a każde z tych atomów łączy wiązanie kowalencyjne. Z kolei cząsteczka azotu składa się z dwóch atomów azotu połączonych trzema wiązaniami kowalencyjnymi oraz wolnymi parami elektronów. Warto zwrócić uwagę na to, że wzory elektronowe pokazują liczbę elektronów walencyjnych w atomach niektórych pierwiastków.

Zdobyta w tym module wiedza pozwoli Ci opisać wiązanie kowalencyjne, wyjaśnić pojęcie cząsteczki oraz omówić budowę przykładowych cząsteczek. Warto pamiętać, że pierwiastki chemiczne mogą się ze sobą łączyć, a związki chemiczne są jednym z podstawowych pojęć w chemii.

W porównaniu z innymi pierwiastkami, gazy szlachetne, czyli niemetale znajdujące się w 18. grupie układu okresowego, wykazują najmniejszą aktywność.

Helowce – co to za pierwiastki?

W przeciwieństwie do większości pierwiastków, helowce nie tworzą cząsteczek, a jedynie niektóre z nich mogą tworzyć nietrwałe związki chemiczne. Konfiguracja elektronowa atomów helowców jest jednak trwała, co sprawia, że większość atomów pierwiastków dąży do uzyskania konfiguracji elektronowej najbliższej im w układzie okresowym helowca.

Elektrony walencyjne w helowcach

Jak pamiętasz, tylko atom helu ma 2 elektrony walencyjne (nazywane dubletem elektronowym), a atomy pozostałych gazów szlachetnych mają po 8 elektronów na ostatniej powłoce (tak zwany oktet elektronowy).

Konfiguracja elektronowa ostatniej powłoki helowców

Nazwa helowca	Liczba elektronów na ostatniej powłoce	Nazwa konfiguracji elektronowej ostatniej powłoki
hel	2	dublet elektronowy
neon	8	oktet elektronowy
argon	8	oktet elektronowy
krypton	8	oktet elektronowy
ksenon	8	oktet elektronowy
radon	8	oktet elektronowy

Czy atomy mogą dzielić się swoimi elektronami?

Tak, atomy mogą łączyć się zarówno z atomami tego samego pierwiastka chemicznego, jak i atomami innych pierwiastków. W tworzeniu wiązań chemicznych biorą udział elektrony walencyjne, których liczba jest związana z położeniem pierwiastka w układzie okresowym oraz jego właściwościami fizykochemicznymi.

Wiązania chemiczne

Oddziaływanie pomiędzy atomami, które sprawiają, że łączą się ze sobą w sposób trwały, nazywa się wiązaniem chemicznym. To od liczby elektronów walencyjnych pierwiastka zależy sposób oddziaływ

Wzory elektronowe przykładowych atomów pierwiastków

Tabela zawierająca wzory kropkowy i kreskowy

Poniższa tabela przedstawia dwa sposoby symbolicznego zapisu konfiguracji elektronów walencyjnych i wiązań w cząstkach i atomach: wzór kropkowy i kreskowy. W pierwszej kolumnie tabeli licząc od lewej strony znajduje się opis poszczególnych wierszy. Licząc od góry są to nazwa atomu pierwiastka, wzór elektronowy kropkowy i wzór elektronowy kreskowy. Tablica przedstawia trzy przykładowe zapisy: dla atomów wodoru z jednym elektronem walencyjnym, magnezu z dwoma elektronami walencyjnymi i chloru z siedmioma elektronami walencyjnymi. Atom wodoru opisany jest tylko w postaci wzoru kropkowego z uwagi na brak pary elektronowej. Ma on postać litery H z kropką po prawej stronie. Magnez może mieć po prawej stronie dwie kropki lub zamiast nich pionową kreskę. Chlor, którego liczba elektronów jest nieparzysta, może być albo otoczony przez kropki – po dwie z każdej strony za wyjątkiem prawej, gdzie jest tylko jedna kropka – albo przez kreski z trzech stron i kropkę po prawej.

Opis wiązania chemicznego atomów wodoru

Wodór to pierwiastek chemiczny, którego atomy nie są wolne, lecz zawsze połączone w pary za pomocą wiązania chemicznego. Wiązanie to polega na tym, że atomy wodoru oddają do wspólnego użytku po 1 elektronie. Mówi się, że uwspólniają elektrony, które nazywa się wspólną parą elektronową lub wiążącą parą elektronową. Symbolicznie wiązanie tworzone przez 2 atomy wodoru można przedstawić jako H : H. Dzięki uwspólnieniu elektronów każdy z atomów wodoru uzyskuje konfigurację elektronową (liczbę elektronów), jaką ma najbliższy w układzie okresowym gaz szlachetny – hel (2 elektrony).

Wiązanie kowalencyjne (wiązanie atomowe)

Opisane wiązanie łączące 2 atomy wodoru za pomocą wspólnej pary elektronowej jest przykładem wiązania nazywanego wiązaniem kowalencyjnym lub wiązaniem atomowym.

Rozdzielenie i połączenie symboli wodoru i chloru

Film, który dostępny jest na portalu epodreczniki.pl, przedstawia proces rozdzielenia i ponownego połączenia symboli wodoru i chloru. W trakcie filmu można zobaczyć animację cząsteczek, ich rozdzielenie i ponowne połączenie w formie reakcji chemicznej.

Rozdzielenie symboli wodoru

Początkowo film przedstawia ujęcie naczynia laboratoryjnego zawierającego opary żółtego gazu. Następuje najazd na wnętrze naczynia i ekran wypełnia animacja par zielonych kulek sklejonych ze sobą na podobieństwo baniek mydlanych przemieszczają się swobodnie po ekranie, odbijając się od siebie nawzajem.

Następnie, zaczyna się proces rozdzielenia symboli wodoru. Każda z kulek zabiera po jednej kropce i zostaje połączona z inną kulą w wyniku reakcji chemicznej. Kulki znikają, a na ekranie pozostają tylko litery i kropki.

Wspólna para elektronowa

Kropki na połączeniu atomów zostają wyróżnione czerwonymi obrysami, a pod zapisem pojawia się tekst „Wspólna para elektronowa”. Następnie, pojawia się miniatura układu okresowego, z którego odpowiedniej komórki wyłania się symbol helu, He z dwiema kropkami z prawej strony.

Rozdzielenie symboli chloru

Następnie, na ekranie pojawiają się symbole chloru w formie par zielonych kulek ze siedmioma kropkami wokół każdego z nich. Kuleki oddalają się od siebie, zabierając po jednej kropce i łącząc się z innym symbolem chloru.

8 elektronów (oktet)

Po ponownym połączeniu zostaje wyróżnionych osiem kropek wokół najpierw lewego, a następnie prawego symbolu chloru i pojawia się podpis: „8 elektronów (oktet)”.

Na koniec filmu po lewej stronie kadru pojawia się fragment układu okresowego, w którym zieloną strzałką zaznaczone jest pole z argonem, którego nazwa, symbol i liczba atomowa zostają podświetlone na czerwono.

Zobacz efekt wiązania między atomami wodoru oraz między atomami chloru

Animacja wiązania między atomami chloru

Najpierw na ekranie pojawia się animacja par zielonych kulek, przypominających bańki mydlane. Kulki sklejone ze sobą przemieszczają się po ekranie, odbijając się od siebie nawzajem. Następuje zbliżenie jednej takiej pary i kiedy wypełnia już większość ekranu i ustawia się poziomo, na każdej z kulek pojawia się litera Cl, a na ich połączeniu dwie sąsiadujące w pionie kropki.

Pary kropek występują też ze wszystkich pozostałych stron liter, tak że każdy znak Cl ma po lewej, prawej, górnej i dolnej stronie dwie pary kropek. Kulki znikają, pozostają tylko litery i kropki. Kropki na połączeniu atomów zostają wyróżnione czerwonymi obrysami, a pod zapisem pojawia się tekst „Wspólna para elektronowa”.

Następnie następuje rozdzielenie symboli chloru, które rozsuwają się na boki – każdy z nich zabiera po jednej kropce i ma łącznie wokół siebie siedem kropek ponumerowanych zgodnie z ruchem wskazówek zegara – i ponowne połączenie. Po ponownym połączeniu zostaje wyróżnionych osiem kropek wokół najpierw lewego, a następnie prawego symbolu Chloru i pojawia się podpis: „8 elektronów (oktet)”.

Animacja wiązania między atomami wodoru

Na ekranie pojawia się animacja dwóch atomów wodoru, które łączą się w jedną cząsteczkę. Najpierw pojawiają się dwa pojedyncze atomy wodoru, każdy z jednym elektronem, a następnie te dwa atomy łączą się poprzez wspólną parę elektronową. Po połączeniu, na ekranie widoczna jest jedna cząsteczka wodoru, w której oba atomy mają po dwa elektrony, co odpowiada osiągnięciu konfiguracji elektronowej podobnej do helu.

Tabela przedstawiająca konfiguracje elektronowe w cząsteczkach dwuatomowych wodoru i chloru

W tabeli przedstawione są konfiguracje elektronowe w cząsteczkach dwuatomowych wodoru i chloru. Pierwszy wiersz tabeli zawiera opis poszczególnych kolumn, które przedstawiają: substancję, wzór elektronowy kropkowy, rodzaj osiągni

Dublet i oktet elektronowy

W modelu kropkowym, pomiędzy dwiema literami H pojawiają się dwie kropki, a taka konfiguracja elektronowa nosi nazwę dubletu. Podobną strukturę elektronową ma cząsteczka chloru, gdzie dwa atomy połączone są parą elektronów, ale oprócz tego każdy atom ma jeszcze po trzy własne pary elektronowe. Wzór elektronowy cząsteczki chloru pokazuje dokładną otoczkę atomów, gdzie każda litera Cl ma po dwie kropki ze stron lewej, prawej, od góry i od dołu. Taka konfiguracja nosi nazwę oktetu, a sam chlor uzyskuje w cząsteczce konfigurację elektronową argonu.

Cząsteczki i ich zapis

Efektem łączenia się atomów za pomocą wiązań kowalencyjnych (wiązań atomowych) są struktury nazywane cząsteczkami. W przyrodzie występuje wiele różnorodnych cząsteczek, które mogą zawierać od dwóch do ponad miliona atomów. Omawiane w tej lekcji cząsteczki wodoru i chloru są przykładami niewielkich układów atomów – cząsteczek dwuatomowych. Każdą cząsteczkę można opisać wzorem sumarycznym, który składa się z symboli pierwiastków wchodzących w jej skład oraz liczby atomów tych pierwiastków.

Tabela porównująca sposoby zapisu cząsteczek

Poniżej przedstawiona jest tabela porównująca różne sposoby zapisu cząsteczek wodoru i chloru. Pierwszy wiersz tabeli zawiera opis poszczególnych kolumn, które to są: substancja, wzór elektronowy kropkowy, wzór elektronowy kreskowy oraz wzór sumaryczny. Drugi wiersz tabeli zawiera opis cząsteczki wodoru o wzorze sumarycznym H2 oraz cząsteczki chloru o wzorze sumarycznym Cl2.

Różnice między wzorem kropkowym a kreskowym w zapisie cząsteczek chemicznych

Wzory kropkowe i kreskowe w zapisie cząsteczek chemicznych różnią się między sobą tylko sposobem zastąpienia par kropek pojedynczymi kreskami. Jednakże, wprowadzenie kreskowych zapisów ma za zadanie uwypuklić więzi pomiędzy atomami w cząsteczce, co czyni zapis bardziej czytelnym. Wzory kropkowe posiadają pary kropek, które są do siebie podobne, natomiast w zapisach kreskowych pary elektronów występujące w pierwiastku samodzielnie są równoległe do jego symbolu, a te łączące go z innym atomem są przedstawione jako rodzaj pomostu pomiędzy symbolami.

Wiążące i niewiążące pary elektronowe

W cząsteczkach chemicznych, poza wiążącymi parami elektronowymi, mogą występować także niewiążące pary elektronowe, które nie uczestniczą w tworzeniu wiązań chemicznych.

Ilustracja różnic w zapisie cząsteczek kreskowym i kropkowym

Poniższy rysunek przedstawia różnice między rodzajami par elektronowych w cząsteczkach oraz sposób ich oznaczania w zapisie kreskowym. Przedstawiona jest dwuatomowa cząsteczka chloru w zapisie elektronowym kreskowym. Kreska łącząca ze sobą atomy chloru oznaczona jest niebieskim kolorem i podpisana jako „Wiążąca para elektronowa”, a kreski otaczające oba atomy chloru i nie łączące ich ze sobą oznaczone są kolorem czerwonym i podpisane „Niewiążące pary elektronowe”.

Przykład zapisu wzoru kreskowego i sumarycznego cząsteczki chloru

W filmie przedstawiony jest przykład zapisu wzoru kreskowego i sumarycznego cząsteczki chloru. Na początku pokazane są dwie zielone kulki połączone ze sobą, na których widnieją symbole Cl i kropki oznaczające elektrony walencyjne zestawione w pary. Następnie, kropki zostają zamienione na kreski, a podpis zmienia się na „Wzór elektronowy kreskowy”. Po chwili pojawia się napis „Wzór sumaryczny”, pod którym jest dopisek „Określa rodzaj i liczbę atomów wchodzących w skład cząsteczki”. Na końcu pojawia się wzór k

Czym jest wiązanie kowalencyjne spolaryzowane?

Atomy różnych niemetali mogą (podobnie jak atomy należące do tego samego pierwiastka niemetalicznego) łączyć się ze sobą za pomocą wspólnych par elektronowych. Przykładem są atomy niemetali: wodoru i chloru, które łączą się ze sobą, tworząc cząsteczki chlorowodoru.

Wzór kropkowy cząsteczki chlorowodoru

Ilustracja przedstawia wzór kropkowy cząsteczki chlorowodoru. Przypomina on stojącą luźno literę H oraz literę Cl w całości otoczoną przez kropki. Jednak jest to tylko złudzenie optyczne. W rzeczywistości kropki pomiędzy H i Cl symbolizują parę elektronową łączącą te atomy.

Każdy z atomów wchodzących w skład cząsteczki chlorowodoru oddaje po 1 elektronie walencyjnym w celu utworzenia wiążącej pary elektronowej (wiązania kowalencyjnego). Dzięki temu powstaje trwała konfiguracja elektronowa gazu szlachetnego: atom wodoru – helu,

Wiązanie kowalencyjne spolaryzowane

Związki chemiczne, które składają się z atomów różnych niemetali, tworzą szczególny rodzaj wiązania kowalencyjnego nazywany wiązaniem kowalencyjnym spolaryzowanym. W przypadku cząsteczki chlorowodoru, para elektronowa między atomami wodoru i chloru nie należy w równym stopniu do obu atomów, ale jest przesunięta w kierunku atomu chloru, który ma większą zdolność przyciągania elektronów.

Budowa cząsteczki chlorowodoru

Atomy wodoru i chloru tworzą w cząsteczce chlorowodoru następujące konfiguracje: atom wodoru – dublet, atom chloru – oktet elektronowy. Para elektronowa między atomami wodoru i chloru jest przesunięta w kierunku atomu chloru, co daje w efekcie wiązanie kowalencyjne spolaryzowane.

Wiązanie kowalencyjne spolaryzowane w cząsteczce wody

Wiązanie kowalencyjne spolaryzowane występuje również w cząsteczce wody, gdzie atom tlenu z ośmioma elektronami tworzy dwa wiążące pary elektronowe z atomami wodoru. Te dwie pary elektronowe są przesunięte w kierunku atomu tlenu, który ma większą zdolność przyciągania elektronów. W ten sposób powstaje cząsteczka wody, która jest zbudowana z dwóch atomów wodoru i jednego atomu tlenu.

Model cząsteczki wody

Model cząsteczki wody przedstawia dwa atomy wodoru połączone z atomem tlenu za pomocą wiązań kowalencyjnych spolaryzowanych. W cząsteczce wody występują dwie pary elektronowe łączące atomy wodoru z tlenem. Sumaryczny wzór cząsteczki wody to H2O.

Wzór sumaryczny cząsteczki amoniaku

Wzór sumaryczny cząsteczki amoniaku to NH3.

Związki chemiczne i ich budowa cząsteczkowa

1. Budowa cząsteczki amoniaku

Ilustracja przedstawia cząsteczkę amoniaku ukazaną w postaci wzoru elektronowego kropkowego, podobnie jak na ilustracji powyżej, lecz z jednym wyjątkiem. Elektrony wiążące atomy wodoru z atomem azotu objęte są trzema szarymi strzałkami skierowanymi w stronę atomu azotu. Każdy z atomów wchodzących w skład cząsteczki amoniaku uzupełnia ostatnią powłokę elektronową: atomy wodoru tworzą dublet elektronowy, a atom azotu – oktet.

2. Zapis wzoru trzech związków chemicznych

Ilustracja przedstawia tabelę zestawiającą sposoby zapisu wzoru trzech związków chemicznych o wiązaniach spolaryzowanych. Licząc od lewej strony kolejno wyszczególniane w tabeli elementy to nazwa substancji, jej wzór elektronowy kropkowy, wzór elektronowy kreskowy oraz wzór sumaryczny. Pierwszy z prezentowanych związków to chlorowodór o wzorze HCl, w którym wodór z chlorem łączy się za pomocą jednej pary elektronowej. Drugi związek to zwykła woda, czyli H2O. Trzeci związek to omówiony w poprzednich akapitach amoniak o wzorze HN3.

3. Budowa cząsteczki dwutlenku węgla

Ilustracja przedstawia cząsteczkę dwutlenku węgla ukazaną w postaci wzoru elektronowego kropkowego. Atomy różnych niemetali mogą uwspólniać więcej niż 1 parę elektronową. Przykładem związku chemicznego, w którego cząsteczkach tak się dzieje, jest dwutlenek węgla. Jego cząsteczki są zbudowane z 2 atomów tlenu połączonych z 1 atomem węgla.

Atom węgla znajduje się w 14. grupie układu okresowego i jego ostatnią powłokę elektronową tworzą 4 elektrony. W atomach tlenu natomiast jest 6 elektronów walencyjnych. Każdy z atomów w cząsteczce dwutlenku węgla uzupełnia swoją ostatnią powłokę do 8 elektronów: atomy tlenu oddają do wspólnego użytku z atomem węgla po 2 elektrony, a atom węgla z każdym z nich uwspólnia także 2 elektrony. Można policzyć, że na tworzenie wiązań atomy tlenu zużywają po 2 elektrony

Konfiguracja elektronowa pierwiastków chemicznych

Każdy pierwiastek chemiczny dąży do uzyskania konfiguracji elektronowej najbliższego gazu szlachetnego. Oznacza to, że atomy pierwiastków dążą do osiągnięcia określonej liczby elektronów walencyjnych, co wpływa na ich zdolność do tworzenia wiązań chemicznych.

Wiązania kowalencyjne

Wiązania kowalencyjne to rodzaj wiązań chemicznych, które powstają przez tworzenie wspólnych par elektronowych pomiędzy atomami. Atomy niemetali, takie jak węgiel, tlen, azot czy chlor, tworzą takie wiązania.

Wiązania kowalencyjne spolaryzowane

Wiązania kowalencyjne spolaryzowane to rodzaj wiązań chemicznych, które powstają między atomami o różnej tendencji do przyciągania elektronów. Wspólna para elektronowa jest przesunięta w kierunku atomu silniej przyciągającego elektrony. Atomy niemetali tworzą takie wiązania, np. w cząsteczkach HCl, H2O, CO2 czy NH3.

Cząsteczki

Struktury zbudowane z atomów połączonych wiązaniami kowalencyjnymi nazywane są cząsteczkami. W cząsteczkach, takich jak Cl2, H2 czy N2, atomy tworzą wiązania kowalencyjne, a ich wiążące pary elektronowe należą w równym stopniu do obu atomów w cząsteczce.

Fluor – wzór kropkowy i kreskowy oraz wzór sumaryczny cząsteczki

Fluor to pierwiastek chemiczny, który w temperaturze pokojowej występuje w postaci cząsteczek dwuatomowych. Jego wzór kropkowy to F·, a wzór kreskowy to F-F. Wzór sumaryczny fluoru to F2. W wzorze kreskowym cząsteczki fluoru widać jedno wiążące ogniwo pomiędzy atomami, natomiast w przypadku wzoru sumarycznego należy pamiętać, że w cząsteczce występują dwa atomy fluoru, połączone jednym wiążącym wiazaniem kowalencyjnym. Wzór kreskowy pokazuje niewiążące pary elektronowe jako pary kropek znajdujących się nad atomami fluoru.

Rodzaje wiązań chemicznych

Wzór cząsteczki

Wiązanie pojedyncze utworzone jest przez jedną wspólną parę elektronową. Wiązanie podwójne utworzone jest przez dwie wspólne pary elektronowe. Wiązanie potrójne utworzone jest przez trzy wspólne pary elektronowe.

Zadania

Ćwiczenie 1

Zadanie interaktywne

Oceń, czy podane zdania są prawdziwe, czy fałszywe.

• Prawda: Wiążąca para elektronowa między dwoma atomami tego samego pierwiastka należy w jednakowym stopniu do obu atomów.
• Fałsz: Atomy azotu w cząsteczce azotu uwspólniają jedną parę elektronów.
• Fałsz: W cząsteczce chlorowodoru występuje wiązanie atomowe spolaryzowane.
• Prawda: Wiązanie podwójne tworzą cztery elektrony.
• Prawda: W tworzeniu wiązania atomowego biorą udział wszystkie elektrony walencyjne każdego z połączonych ze sobą atomów.

Ćwiczenie 2

Zadanie interaktywne

Uzupełnij luki w tekście. Wybierz właściwe określenia spośród podanych.

Wiązanie chemiczne łączy ze sobą atomy. Wiązanie kowalencyjne nazywane jest także wiązaniem elektronowym i tworzy się, gdy atomy oddają do wspólnego użytku elektrony. Wspólna para elektronów w wiązaniu kowalencyjnym spolaryzowanym znajduje się dalej od atomu, który silniej przyciąga elektrony.

Ćwiczenie 3

Zadanie interaktywne

Przyporządkuj cząsteczki do właściwych kategorii w zależności od rodzaju występujących w nich wiązań chemicznych.

• Wiązania kowalencyjne:
• Cząsteczka tlenu
• Cząsteczka wody

Ćwiczenie 10

Rozważmy cząsteczkę amoniaku i atomy pierwiastków w niej występujących. Podaj nazwę gazu szlachetnego, którego konfigurację elektronową uzyskały atomy pierwiastków w cząsteczce amoniaku.

• azot: neon, wodór: hel
• azot: hel, wodór: hel
• azot: argon, wodór: neon
• azot: neon, wodór: neon

W odpowiedzi widoczna jest para pierwiastków, a każdy z nich jest połączony z jednym gazem szlachetnym. Gaz szlachetny to pierwiastek, który nie tworzy łatwo wiązań chemicznych z innymi pierwiastkami.

Ćwiczenie 11

Niektóre atomy pierwiastków mogą tworzyć wiązania kowalencyjne, czyli dzielić elektrony ze swojej powłoki z innymi atomami. Wskaż grupę pierwiastków, które tworzą takie wiązania.

• wodór, tlen, azot
• sód, chlor, wodór
• chlor, tlen, wapń
• węgiel, glin, azot

Ćwiczenie 12

W cząsteczce bromowodoru (HBr) występuje wiązanie kowalencyjne spolaryzowane. Okazuje się, że jedyna istniejąca wiążąca para elektronowa w cząsteczce znajduje się bliżej atomu bromu. Wybierz właściwy wniosek, który można wysnuć na podstawie podanych informacji.

• Atom bromu ma większą zdolność do przyciągania elektronów niż atom wodoru.
• Atom wodoru ma większą zdolność do przyciągania elektronów niż brom.
• Atom wodoru nie uwspólnił elektronu z atomem bromu.
• Atom bromu oddał dwa elektrony do wspólnego użytkowania z atomem wodoru.

Niniejszy artykuł zawiera informacje dotyczące wiązań kowalencyjnych i kowalencyjnych spolaryzowanych, ich charakterystyki oraz przykłady występowania w różnych związkach chemicznych. Zapewniamy, że po przeczytaniu tego artykułu zdobędziesz niezbędną wiedzę na temat tych typów wiązań chemicznych.

ty oglądasz: Wiązania chemiczne – kowalencyjne i kowalencyjne spolaryzowane