kovalentne side viiakse läbi mõlema interaktsioonis osaleva aatomi elektronide sotsialiseerumise tõttu. Mittemetallide elektronegatiivsused on piisavalt suured, et elektronide ülekannet ei toimu.

Kattuvatel elektronorbitaalidel olevad elektronid on jagatud. Sel juhul luuakse olukord, kus aatomite välimised elektroonilised tasandid on täidetud ehk moodustub 8- või 2-elektroniline väliskest.

Olekut, milles elektronkiht on täielikult täidetud, iseloomustab madalaim energia ja vastavalt ka maksimaalne stabiilsus.

Haridusmehhanisme on kaks:

1. doonor-aktseptor;
2. vahetada.

Esimesel juhul annab üks aatomitest oma elektronpaari ja teine ​​- vaba elektroni orbitaali.

Teises tuleb ühispaari igalt interaktsioonis osalejalt üks elektron.

Sõltuvalt sellest, mis tüüpi need on- aatomi- või molekulaarsed, sarnast tüüpi sidemetega ühendid võivad füüsikalis-keemiliste omaduste poolest oluliselt erineda.

molekulaarsed ained enamasti madala sulamis- ja keemistemperatuuriga gaasid, vedelikud või tahked ained, mittejuhtivad, madala tugevusega. Nende hulka kuuluvad: vesinik (H 2), hapnik (O 2), lämmastik (N 2), kloor (Cl 2), broom (Br 2), rombiväävel (S 8), valge fosfor (P 4) ja muud lihtsad ained ; süsinikdioksiid (CO 2), vääveldioksiid (SO 2), lämmastikoksiid V (N 2 O 5), vesi (H 2 O), vesinikkloriid (HCl), vesinikfluoriid (HF), ammoniaak (NH 3), metaan (CH 4), etüülalkohol (C 2 H 5 OH), orgaanilised polümeerid jt.

Aatomilised ained esinevad tugevate kõrge keemis- ja sulamistemperatuuriga kristallide kujul, ei lahustu vees ja muudes lahustites, paljud ei juhi elektrit. Näiteks on teemant, millel on erakordne tugevus. See on tingitud asjaolust, et teemant on kristall, mis koosneb kovalentsete sidemetega ühendatud süsinikuaatomitest. Teemandis pole üksikuid molekule. Samuti aatomi struktuur sisaldavad selliseid aineid nagu grafiit, räni (Si), ränidioksiid (SiO 2), ränikarbiid (SiC) ja teised.

Kovalentsed sidemed võivad olla mitte ainult ühekordsed (nagu Cl2 kloori molekulis), vaid ka kahekordsed, nagu O2 hapniku molekulis, või kolmekordsed, nagu näiteks N2 lämmastiku molekulis. Samas on kolmekordsetel rohkem energiat ja need on vastupidavamad kui kahe- ja ühekordsed.

Kovalentne side võib olla See moodustub nii sama elemendi kahe aatomi (mittepolaarse) kui ka erinevate keemiliste elementide (polaarsete) aatomite vahel.

Kovalentse polaarse sidemega ühendi valemit pole keeruline näidata, kui võrrelda aatomite molekule moodustava elektronegatiivsuse väärtusi. Elektronegatiivsuse erinevuse puudumine määrab mittepolaarsuse. Kui on erinevus, siis on molekul polaarne.

Ära jäta vahele: õppemehhanism, juhtumiuuringud.

Kovalentne mittepolaarne keemiline side

Tüüpiline lihtsate ainete, mittemetallide puhul. Elektronid kuuluvad aatomite hulka võrdselt ja elektronide tihedus ei muutu.

Näited on järgmised molekulid:

H2, O2, O3, N2, F2, Cl2.

Erandiks on inertgaasid. Nende väline energiatase on täielikult täidetud ja molekulide moodustumine on neile energeetiliselt ebasoodne ning seetõttu eksisteerivad nad eraldi aatomite kujul.

Samuti oleks mittepolaarse kovalentse sidemega ainete näide näiteks PH3. Hoolimata asjaolust, et aine koosneb erinevatest elementidest, ei erine elementide elektronegatiivsuse väärtused tegelikult, mis tähendab, et elektronpaari nihkumist ei toimu.

Kovalentne polaarne keemiline side

Kovalentset polaarset sidet arvestades on näiteid palju: HCl, H2O, H2S, NH3, CH4, CO2, SO3, CCl4, SiO2, CO.

moodustuvad mittemetallide aatomite vahel erineva elektronegatiivsusega. Sel juhul tõmbab suurema elektronegatiivsusega elemendi tuum ühiseid elektrone endale lähemale.

Kovalentse polaarse sideme moodustumise skeem

Sõltuvalt moodustumise mehhanismist võib tavaline muutuda ühe või mõlema aatomi elektronid.

Pildil on selgelt näha interaktsioon molekulis vesinikkloriidhappest.

Elektronpaar kuulub nii ühele kui ka teisele aatomile, mõlemale, seega on välimised tasandid täidetud. Kuid elektronegatiivsem kloor tõmbab elektronpaari endale veidi lähemale (kuigi see jääb tavaliseks). Elektronegatiivsuse erinevus ei ole piisavalt suur, et elektronpaar pääseks täielikult üle ühele aatomitest. Tulemuseks on osaline negatiivne laeng kloorile ja osaliselt positiivne laeng vesinikule. HCl molekul on polaarne molekul.

Sideme füüsikalised ja keemilised omadused

Suhtlemist saab iseloomustada järgmiste omadustega: suunavus, polaarsus, polariseeritavus ja küllastus.

Mille tõttu tekivad anorgaaniliste ja orgaaniliste ainete molekulid. Aatomite tuumade ja elektronide poolt tekitatud elektriväljade interaktsiooni käigus tekib keemiline side. Seetõttu on kovalentse keemilise sideme teke seotud elektriline olemus.

Mis on ühendus

See termin viitab kahe või enama aatomi toime tulemusele, mis viib tugeva polüatomilise süsteemi moodustumiseni. Peamised keemiliste sidemete tüübid tekivad siis, kui reageerivate aatomite energia väheneb. Sidemete moodustumise protsessis püüavad aatomid oma elektronkihti täiendada.

Suhtlustüübid

Keemias on mitut tüüpi sidemeid: ioonsed, kovalentsed, metallilised. Kovalentseid sidemeid on kahte tüüpi: polaarsed ja mittepolaarsed.

Mis on selle loomise mehhanism? Kovalentne mittepolaarne keemiline side moodustub identsete mittemetallide aatomite vahel, millel on sama elektronegatiivsus. Sel juhul moodustuvad ühised elektronpaarid.

mittepolaarne side

Mittepolaarse kovalentse keemilise sidemega molekulide näideteks on halogeenid, vesinik, lämmastik, hapnik.

Selle seose avastas esmakordselt 1916. aastal Ameerika keemik Lewis. Esiteks esitas ta hüpoteesi ja see leidis kinnitust alles pärast eksperimentaalset kinnitust.

Kovalentne keemiline side on seotud elektronegatiivsusega. Mittemetallide puhul on sellel kõrge väärtus. Aatomite keemilise interaktsiooni käigus ei ole alati võimalik elektrone ühelt aatomilt teisele üle kanda, selle tulemusena need ühinevad. Aatomite vahele tekib tõeline kovalentne keemiline side. Tavalise kooli õppekava 8. klass hõlmab mitut tüüpi suhtlust üksikasjalikult.

Ained, millel on seda tüüpi side normaalsetes tingimustes- madala sulamistemperatuuriga vedelikud, gaasid ja tahked ained.

Kovalentse sideme tüübid

Peatume sellel teemal üksikasjalikumalt. Millised on keemiliste sidemete tüübid? Kovalentne side eksisteerib vahetus-, doonor-aktseptor-variantides.

Esimest tüüpi iseloomustab ühe paaritu elektroni tagastamine iga aatomi poolt ühise elektroonilise sideme moodustamiseks.

Ühissidemesse ühendatud elektronidel peavad olema vastupidised spinnid. Seda tüüpi kovalentse sideme näiteks võib pidada vesinikku. Kui selle aatomid lähenevad üksteisele, tungivad nende elektronpilved üksteisesse, mida teaduses nimetatakse elektronpilvede kattumiseks. Selle tulemusena suureneb elektronide tihedus tuumade vahel ja süsteemi energia väheneb.

Minimaalsel kaugusel tõrjuvad vesiniku tuumad üksteist, mille tulemuseks on mingi optimaalne kaugus.

Doonor-aktseptor tüüpi kovalentse sideme korral on ühes osakeses elektronid, seda nimetatakse doonoriks. Teisel osakesel on vaba rakk, millesse paigutatakse paar elektrone.

polaarsed molekulid

Kuidas tekivad polaarsed kovalentsed sidemed? Need tekivad olukordades, kus mittemetallide seotud aatomitel on erinev elektronegatiivsus. Sellistel juhtudel asuvad sotsialiseerunud elektronid aatomile lähemal, millel on suurem elektronegatiivsuse väärtus. Kovalentse polaarse sideme näitena võib käsitleda sidemeid, mis tekivad vesinikbromiidi molekulis. Siin on avalikud elektronid, mis vastutavad kovalentse sideme moodustumise eest, lähemal broomile kui vesinikule. Selle nähtuse põhjuseks on see, et broomi elektronegatiivsus on suurem kui vesinikul.

Kovalentse sideme määramise meetodid

Kuidas tuvastada kovalentseid polaarseid keemilisi sidemeid? Selleks peate teadma molekulide koostist. Kui see sisaldab erinevate elementide aatomeid, on molekulis kovalentne polaarne side. Mittepolaarsed molekulid sisaldavad ühe aatomeid keemiline element. alusel pakutavate ülesannete hulgas koolikursus keemia, on neid, mis hõlmavad ühenduse tüübi tuvastamist. Seda tüüpi ülesanded sisalduvad 9. klassi keemia lõputunnistuse ülesannetes, aga ka ühtse testimises. riigieksam keemias 11. klassis.

Iooniline side

Mis vahe on kovalentsetel ja ioonsetel keemilistel sidemetel? Kui kovalentne side on iseloomulik mittemetallidele, siis ioonne side moodustub aatomite vahel, mille elektronegatiivsuses on olulisi erinevusi. Näiteks on see tüüpiline peamiste PS-alarühmade esimese ja teise rühma elementide ühenditele (leeliselised ja leelismuldmetallid) ning perioodilisustabeli peamiste alarühmade (kalkogeenid ja halogeenid) rühmade 6 ja 7 elemendid.

See moodustub vastupidise laenguga ioonide elektrostaatilise külgetõmbe tulemusena.

Ioonse sideme omadused

Sest jõuväljad vastaslaenguga ioonid on jaotunud ühtlaselt kõikides suundades, igaüks neist on võimeline meelitama vastasmärgiga osakesi. See iseloomustab ioonsideme mittesuunalisust.

Kahe vastupidise märgiga iooni vastastikmõju ei tähenda üksikute jõuväljade täielikku vastastikust kompenseerimist. See aitab säilitada võimet meelitada ioone teistes suundades, mistõttu täheldatakse ioonse sideme küllastumatust.

Ioonses ühendis on igal ioonil võime ioonse kristallvõre moodustamiseks enda poole meelitada teatud arv teisi vastupidise märgiga. Sellises kristallis pole molekule. Iga ioon on aines ümbritsetud teatud arvu erineva märgiga ioone.

metallist ühendus

Seda tüüpi keemilistel sidemetel on kindel individuaalsed omadused. Metallidel on elektronide puudumisega valentsorbitaale liigne arv.

Kui üksikud aatomid lähenevad üksteisele, kattuvad nende valentsorbitaalid, mis aitab kaasa elektronide vabale liikumisele ühelt orbitaalilt teisele, luues ühenduse kõigi metalliaatomite vahel. Need vabad elektronid on peamine omadus metalliline side. Sellel puudub küllastus ja suund, kuna valentselektronid on kristallis ühtlaselt jaotunud. Vabade elektronide olemasolu metallides selgitab mõnda neist füüsikalised omadused: metalliline läige, plastilisus, tempermalmistavus, soojusjuhtivus, läbipaistmatus.

Kovalentse sideme tüüp

See moodustub vesinikuaatomi ja suure elektronegatiivsusega elemendi vahel. Seal on intra- ja molekulidevahelised vesiniksidemed. Selline kovalentne side on kõige hapram, see tekib elektrostaatiliste jõudude toimel. Vesinikuaatomil on väike raadius ja kui see üks elektron nihkuda või ära anda, muutub vesinik positiivseks iooniks, mõjudes suure elektronegatiivsusega aatomile.

hulgas iseloomulikud omadused eristatakse kovalentseid sidemeid: küllastus, suunatavus, polariseeritavus, polaarsus. Igal neist indikaatoritest on loodud ühenduse jaoks teatud väärtus. Näiteks suund on geomeetriline kuju molekulid.

Idee keemilise sideme moodustamiseks mõlemale ühendavale aatomile kuuluva elektronpaari abil pakkus 1916. aastal välja Ameerika füüsikakeemik J. Lewis.

Kovalentne side eksisteerib aatomite vahel nii molekulides kui ka kristallides. See esineb nii identsete aatomite vahel (näiteks H 2, Cl 2, O 2 molekulides, teemantkristallides) kui ka erinevate aatomite vahel (näiteks H 2 O ja NH 3 molekulides, SiC kristallides). Peaaegu kõik sidemed orgaaniliste ühendite molekulides on kovalentsed (C-C, C-H, C-N jne).

Kovalentse sideme moodustamiseks on kaks mehhanismi:

1) vahetus;

2) doonor-aktsepteerija.

Vahetusmehhanism kovalentse sideme moodustamisekson see, et iga ühendav aatom tagab ühise elektronpaari (sideme) moodustumise ühe paaritu elektroni poolt. Interakteeruvate aatomite elektronidel peavad olema vastupidised spinnid.

Mõelgem näiteks kovalentse sideme tekkele vesiniku molekulis. Kui vesinikuaatomid lähenevad üksteisele, tungivad nende elektronpilved teineteisesse, mida nimetatakse elektronpilvede kattumiseks (joon. 3.2), suureneb elektronide tihedus tuumade vahel. Tuumad tõmbuvad üksteise poole. Selle tulemusena väheneb süsteemi energia. Aatomite väga tugeva lähenemise korral suureneb tuumade tõrjumine. Seetõttu on tuumade vahel optimaalne kaugus (sideme pikkus l), mille juures on süsteemil minimaalne energia. Selles olekus vabaneb energia, mida nimetatakse sidumisenergiaks E St.

Riis. 3.2. Kattuvate elektronpilvede skeem vesiniku molekuli moodustumisel

Skemaatiliselt võib vesiniku molekuli moodustumist aatomitest kujutada järgmiselt (punkt tähendab elektroni, tulp elektronide paari):

H + H→H: H või H + H→H - H.

IN üldine vaade muude ainete AB molekulide puhul:

A + B = A: B.

Kovalentse sideme moodustumise doonor-aktseptormehhanismseisneb selles, et üks osake - doonor - esitab sideme moodustamiseks elektronipaari ja teine ​​- aktseptor - vaba orbitaali:

A: + B = A: B.

doonori vastuvõtja

Mõelge keemiliste sidemete moodustumise mehhanismidele ammoniaagi molekulis ja ammooniumioonis.

1. Haridus

Lämmastikuaatomi välisel energiatasemel on kaks paaris ja kolm paarita elektroni:

S - alamtasandi vesinikuaatomil on üks paaritu elektron.

Ammoniaagi molekulis moodustavad lämmastikuaatomi paardumata 2p elektronid 3 vesinikuaatomi elektronidega kolm elektronpaari:

.

NH 3 molekulis moodustub vahetusmehhanismi kaudu 3 kovalentset sidet.

2. Keerulise iooni - ammooniumiooni tekkimine.

NH 3 + HCl = NH 4 Cl või NH 3 + H + = NH 4 +

Lämmastikuaatomil on üksik elektronide paar, st kaks elektroni, millel on antiparalleelsed spinnid samal aatomiorbitaalil. aatomi orbitaal vesinikioon ei sisalda elektrone (vaba orbitaal). Kui ammoniaagi molekul ja vesinikuioon lähenevad üksteisele, interakteeruvad lämmastikuaatomi üksik elektronide paar ja vesinikiooni vaba orbitaal. Jagamata elektronide paar muutub tavaliseks lämmastiku- ja vesinikuaatomite jaoks, keemiline side tekib vastavalt doonor-aktseptormehhanismile. Ammoniaagi molekuli lämmastikuaatom on doonor ja vesinikuioon on aktseptor:

.

Tuleb märkida, et NH 4 + ioonis on kõik neli sidet samaväärsed ja eristamatud, seetõttu on ioonis laeng delokaliseeritud (hajunud) üle kogu kompleksi.

Vaadeldavad näited näitavad, et aatomi võimet moodustada kovalentseid sidemeid ei määra mitte ainult üheelektronilised, vaid ka 2-elektronilised pilved või vabade orbitaalide olemasolu.

Vastavalt doonor-aktseptor mehhanismile tekivad sidemed komplekssed ühendid: - ; 2+ ; 2- jne.

Kovalentsel sidemel on järgmised omadused:

- küllastustunne;

- orienteerumine;

- polaarsus ja polariseeritavus.

kovalentne side(ladina sõnast "koos" ühiselt ja "vales" kehtib) teostab mõlemale aatomile kuuluv elektronpaar. Tekib mittemetallide aatomite vahel.

Mittemetallide elektronegatiivsus on üsna suur, nii et kahe mittemetalli aatomi keemilise interaktsiooni ajal on elektronide täielik ülekandmine ühelt teisele (nagu ka juhul) võimatu. Sel juhul on vajalik teostada elektronide ühendamine.

Näitena käsitleme vesiniku ja kloori aatomite vastastikmõju:

H 1s 1 - üks elektron

Cl 1s 2 2s 2 2 p6 3 s2 3 p5 - seitse elektroni välistasandil

Mõlemal kahel aatomil puudub üks elektron, et neil oleks täielik välimine elektronkiht. Ja iga aatom eraldab "ühiskasutuseks" ühe elektroni. Seega on okteti reegel täidetud. Parim viis selle esitamiseks on Lewise valemid:

Kovalentse sideme moodustumine

Jagatud elektronid kuuluvad nüüd mõlemale aatomile. Vesinikuaatomil on kaks elektroni (oma ja klooriaatomi jagatud elektron) ja klooriaatomil kaheksa elektroni (oma pluss vesinikuaatomi jagatud elektron). Need kaks jagatud elektroni moodustavad kovalentse sideme vesiniku ja kloori aatomite vahel. Kahe aatomi sidemetel tekkinud osakest nimetatakse molekul.

Mittepolaarne kovalentne side

Kahe vahel võib tekkida kovalentne side sama aatomid. Näiteks:

See diagramm selgitab, miks vesinik ja kloor eksisteerivad kaheaatomiliste molekulidena. Tänu kahe elektroni sidumisele ja sotsialiseerimisele on võimalik mõlema aatomi puhul täita oktetireeglit.

Lisaks üksiksidemetele võib moodustuda kaksik- või kolmikkovalentne side, nagu näiteks hapniku O 2 või lämmastiku N 2 molekulides. Igas lämmastikuaatomis on viis valentselektroni, seega on kesta lõpetamiseks vaja veel kolme elektroni. See saavutatakse kolme elektronpaari jagamisega, nagu allpool näidatud:

Kovalentsed ühendid on tavaliselt gaasid, vedelikud või suhteliselt madala sulamistemperatuuriga tahked ained. Üks haruldasi erandeid on teemant, mis sulab üle 3500°C. See on tingitud teemandi struktuurist, mis on kovalentselt seotud süsinikuaatomite pidev võre, mitte üksikute molekulide kogum. Tegelikult on iga teemandikristall, olenemata selle suurusest, üks tohutu molekul.

Kovalentne side tekib siis, kui kahe mittemetalli aatomi elektronid ühinevad. Saadud struktuuri nimetatakse molekuliks.

Polaarne kovalentne side

Enamikul juhtudel on kaks kovalentselt seotud aatomit erinev elektronegatiivsus ja jagatud elektronid ei kuulu võrdselt kahte aatomit. Enamasti on nad ühele aatomile lähemal kui teisele. Näiteks vesinikkloriidi molekulis paiknevad kovalentse sideme moodustavad elektronid klooriaatomile lähemal, kuna selle elektronegatiivsus on suurem kui vesinikul. Erinevus elektronide ligitõmbamise võimes pole aga nii suur, et toimuks elektroni täielik üleminek vesinikuaatomilt klooriaatomile. Seetõttu võib vesiniku ja kloori aatomite vahelist sidet vaadelda kui ioonsideme (täielik elektronide ülekanne) ja mittepolaarse kovalentse sideme (elektronipaari sümmeetriline paigutus kahe aatomi vahel) ristumist. Aatomite osalaeng on tähistatud kreeka tähega δ. Sellist ühendust nimetatakse polaarne kovalentne side ja vesinikkloriidi molekul on väidetavalt polaarne, see tähendab, et sellel on positiivselt laetud ots (vesinikuaatom) ja negatiivselt laetud ots (klooriaatom).

Allolevas tabelis on loetletud peamised sidemete tüübid ja ainete näited:

Kovalentse sideme moodustumise vahetus- ja doonor-aktseptormehhanism

1) Vahetusmehhanism. Iga aatom annab ühisesse elektronpaari ühe paaritu elektroni.

2) Doonor-aktseptor mehhanism. Üks aatom (doonor) annab elektronipaari ja teine ​​aatom (aktseptor) annab selle paari jaoks tühja orbitaali.

Kaugeltki viimast rolli maailmakorralduse keemilisel tasandil mängib see, kuidas struktuursed osakesed on omavahel seotud, omavahel seotud. Valdav enamus lihtaineid, nimelt mittemetallid, omavad kovalentset mittepolaarset tüüpi sidet, välja arvatud puhtal kujul olevad metallid, neil on spetsiaalne sidumismeetod, mis realiseerub vabade elektronide sotsialiseerimise teel kristallvõre.

Nende tüübid ja näited, mida allpool näidatakse, või pigem nende sidemete lokaliseerimine või osaline nihkumine ühele sidumisosalisele, on täpselt seletatav ühe või teise elemendi elektronegatiivse omadusega. Nihe toimub aatomi suhtes, milles see on tugevam.

Kovalentne mittepolaarne side

Kovalentse mittepolaarse sideme "valem" on lihtne – kaks ühesuguse olemusega aatomit ühendavad oma valentskestade elektronid ühiseks paariks. Sellist paari nimetatakse jagatud, kuna see kuulub võrdselt mõlemale sidumisosalisele. Tänu elektrontiheduse sotsialiseerimisele elektronpaari kujul lähevad aatomid stabiilsemasse olekusse, kuna nad lõpetavad oma välise elektroonilise tasandi ja "okteti" (või "doubleti" lihtne vesinikuaine H 2, sellel on üks s-orbitaal, mille täitmiseks on vaja kahte elektroni) on välistasandi olek, kuhu kõik aatomid pürgivad, kuna selle täitmine vastab minimaalse energiaga olekule.

Mittepolaarse kovalentse side näide on anorgaanilises ja, kui kummaliselt see ka ei kõlaks, aga ka orgaaniline keemia Sama. Seda tüüpi side on omane kõigile lihtsatele ainetele - mittemetallidele, välja arvatud väärisgaasid, kuna inertgaasi aatomi valentsitase on juba lõppenud ja sellel on elektronoktett, mis tähendab, et sarnasega sidumine ei tekita ja on veelgi vähem energeetiliselt kasulik. Orgaanikas esineb mittepolaarsus teatud struktuuriga üksikutes molekulides ja on tingimuslik.

kovalentne polaarne side

Mittepolaarse kovalentse sideme näide piirdub mõne lihtsa aine molekuliga, samas kui dipoolühendeid, milles elektrontihedus on osaliselt nihkunud elektronegatiivsema elemendi suunas, on valdav enamus. Mis tahes erinevate elektronegatiivsusväärtustega aatomite kombinatsioon annab polaarse sideme. Eelkõige on kovalentsed sidemed orgaanilistes ainetes polaarsed sidemed. Mõnikord on polaarsed ka ioonsed, anorgaanilised oksiidid ning soolades ja hapetes domineerib ioonne sidumistüüp.

Ioonilist tüüpi ühendeid peetakse mõnikord polaarse sideme äärmuslikuks juhuks. Kui ühe elemendi elektronegatiivsus on palju suurem kui teise oma, nihkub elektronpaar täielikult sideme keskpunktist sinna. Nii toimub eraldumine ioonideks. See, kes võtab elektronipaari, muutub aniooniks ja saab negatiivse laengu ning see, kes kaotab elektroni, muutub katiooniks ja muutub positiivseks.

Näited kovalentse mittepolaarse sidemega anorgaanilistest ainetest

Kovalentse mittepolaarse sidemega ained on näiteks kõik binaarsed gaasimolekulid: vesinik (H - H), hapnik (O \u003d O), lämmastik (selle molekulis on 2 aatomit ühendatud kolmiksidemega (N ≡) N)); vedelikud ja tahked ained: kloor (Cl - Cl), fluor (F - F), broom (Br - Br), jood (I - I). Nagu ka keerukad ained, mis koosnevad erinevate elementide aatomitest, kuid millel on sama elektronegatiivsuse väärtus, näiteks fosforhüdriid - PH 3.

Orgaaniline ja mittepolaarne sidumine

On selge, et kõik on keeruline. Tekib küsimus, kuidas saab keerulises aines olla mittepolaarne side? Vastus on üsna lihtne, kui veidi loogiliselt mõelda. Kui seotud elementide elektronegatiivsuse väärtused erinevad veidi ega moodustu ühendis, võib sellist sidet pidada mittepolaarseks. Täpselt selline olukord on süsiniku ja vesinikuga: kõiki orgaaniliste ainete C-H sidemeid peetakse mittepolaarseteks.

Mittepolaarse kovalentse sideme näide on kõige lihtsam metaani molekul, mis koosneb ühest süsinikuaatomist, mis vastavalt valentsile on üksiksidemetega ühendatud nelja vesinikuaatomiga. Tegelikult pole molekul dipool, kuna tetraeedrilise struktuuri tõttu pole selles mingil määral laenguid lokaliseerunud. Elektroni tihedus on ühtlaselt jaotunud.

Mittepolaarse kovalentse sideme näide on olemas keerulisemas vormis orgaanilised ühendid. See realiseerub mesomeersete efektide, st elektrontiheduse järjestikuse eemaldamise tõttu, mis kaob kiiresti mööda süsinikuahelat. Seega on heksakloroetaani molekulis C-C side mittepolaarne, kuna elektrontihedus tõmbab ühtlaselt kuus klooriaatomit.

Muud tüüpi ühendused

Lisaks kovalentsele sidemele, mida, muide, saab teostada ka doonor-aktseptormehhanismi järgi, on olemas ioon-, metalli- ja vesiniksidemed. Lühiomadused eelviimased kaks on toodud eespool.

Vesinikside on molekulidevaheline elektrostaatiline interaktsioon, mida täheldatakse siis, kui molekul sisaldab vesinikuaatomit ja mis tahes muud, millel on jagamata elektronpaarid. Seda tüüpi side on teistest palju nõrgem, kuid tänu sellele, et aines võib neid sidemeid palju tekkida, annab see olulise panuse ühendi omadustesse.