A kovalens kötés a kölcsönhatásban részt vevő mindkét atomhoz tartozó elektronok szocializációja miatt jön létre. A nemfémek elektronegativitása elég nagy ahhoz, hogy ne történjen elektrontranszfer.
Az átfedő elektronpályákon lévő elektronok közösek. Ilyenkor olyan szituáció jön létre, amelyben az atomok külső elektronszintjei megtelnek, azaz 8 vagy 2 elektronos külső héj keletkezik.
Azt az állapotot, amelyben az elektronhéj teljesen megtelt, a legalacsonyabb energia és ennek megfelelően a maximális stabilitás jellemzi.
Az oktatásnak két mechanizmusa van:
- donor-akceptor;
- csere.
Az első esetben az egyik atom biztosítja az elektronpárját, a második pedig egy szabad elektronpályát.
A másodikban a kölcsönhatás minden résztvevőjétől egy elektron érkezik a közös párhoz.
Attól függően, hogy milyen típusúak- atomi vagy molekuláris, hasonló típusú kötéssel rendelkező vegyületek fizikai-kémiai jellemzőikben jelentősen eltérhetnek.
molekuláris anyagok leggyakrabban alacsony olvadáspontú és forráspontú, nem vezetőképes, alacsony szilárdságú gázok, folyadékok vagy szilárd anyagok. Ide tartoznak: hidrogén (H 2), oxigén (O 2), nitrogén (N 2), klór (Cl 2), bróm (Br 2), rombikén (S 8), fehér foszfor (P 4) és más egyszerű anyagok; szén-dioxid (CO 2), kén-dioxid (SO 2), nitrogén-oxid V (N 2 O 5), víz (H 2 O), hidrogén-klorid (HCl), hidrogén-fluorid (HF), ammónia (NH 3), metán (CH 4), etil-alkohol (C 2 H 5 OH), szerves polimerek és mások.
Az anyagok atomi erős kristályok formájában léteznek magas forrás- és olvadásponttal, vízben és más oldószerekben nem oldódnak, sok nem vezet elektromosság. Példa erre a gyémánt, amelynek kivételes erőssége van. Ez annak a ténynek köszönhető, hogy a gyémánt olyan kristály, amely kovalens kötésekkel összekapcsolt szénatomokból áll. A gyémántban nincsenek egyedi molekulák. Is atomszerkezet olyan anyagokat tartalmaznak, mint a grafit, szilícium (Si), szilícium-dioxid (SiO 2), szilícium-karbid (SiC) és mások.
A kovalens kötések nemcsak egyszeresek lehetnek (mint a Cl2 klórmolekulában), hanem kettősek is, mint az O2 oxigénmolekulában, vagy hármas kötések, mint például az N2 nitrogénmolekulában. Ugyanakkor a hármasak több energiával rendelkeznek, és tartósabbak, mint a dupla és egyszemélyesek.
A kovalens kötés lehet Egyazon elem két atomja (nem poláris) és különböző kémiai elemek atomjai között (poláris) egyaránt képződik.
Nem nehéz megjelölni a kovalens poláris kötéssel rendelkező vegyület képletét, ha összehasonlítjuk az atomok molekuláit alkotó elektronegativitás értékeit. Az elektronegativitásbeli különbség hiánya meghatározza a nem polaritást. Ha van különbség, akkor a molekula poláris lesz.
Ne hagyja ki: Oktatási mechanizmus, esettanulmányok.
Kovalens nem poláris kémiai kötés
Tipikus egyszerű anyagokra, nem fémekre. Az elektronok egyformán tartoznak az atomokhoz, és nincs elmozdulás az elektronsűrűségben.
Példák a következő molekulákra:
H2, O2, O3, N2, F2, Cl2.
Ez alól kivételt képeznek az inert gázok. Külső energiaszintjük teljesen feltöltődött, a molekulák képződése energetikailag kedvezőtlen számukra, ezért különálló atomok formájában léteznek.
A nem poláris kovalens kötéssel rendelkező anyagokra példa lehet például a PH3. Annak ellenére, hogy az anyag különböző elemekből áll, az elemek elektronegativitásának értékei valójában nem különböznek, ami azt jelenti, hogy az elektronpár nem fog elmozdulni.
Kovalens poláris kémiai kötés
A kovalens poláris kötésre sok példa van: HCl, H2O, H2S, NH3, CH4, CO2, SO3, CCl4, SiO2, CO.
nemfémek atomjai között képződnek különböző elektronegativitással. Ebben az esetben egy nagyobb elektronegativitással rendelkező elem magja közelebb vonzza magához a közös elektronokat.Kovalens poláris kötés kialakulásának sémája
A kialakulás mechanizmusától függően közös válhat az egyik vagy mindkét atom elektronjai.
A képen jól látható a kölcsönhatás a molekulában sósavból.
Egy elektronpár az egyik és a második atomhoz is tartozik, mindkettőhöz, tehát a külső szintek kitöltődnek. De az elektronegatívabb klór egy kicsit közelebb vonz magához egy elektronpárt (miközben továbbra is gyakori). Az elektronegativitás különbsége nem elég nagy ahhoz, hogy egy elektronpár teljesen átjusson az egyik atomhoz. Az eredmény egy részleges negatív töltés a klórnál és egy részleges pozitív töltés a hidrogénnél. A HCl molekula poláris molekula.
A kötés fizikai és kémiai tulajdonságai
A kommunikáció a következő tulajdonságokkal jellemezhető: irányíthatóság, polaritás, polarizálhatóság és telítettség.
Ennek következtében szervetlen és szerves anyagok molekulái képződnek. Az atommagok és elektronok által létrehozott elektromos mezők kölcsönhatása során kémiai kötés jön létre. Ezért a kovalens kémiai kötés kialakulása összefügg elektromos természet.
Mi az a kapcsolat
Ez a kifejezés két vagy több atom hatásának eredményére utal, amelyek egy erős többatomos rendszer kialakulásához vezetnek. A kémiai kötések fő típusai akkor jönnek létre, amikor a reagáló atomok energiája csökken. A kötés kialakulása során az atomok megpróbálják kitölteni elektronhéjukat.
Kommunikációs típusok
A kémiában többféle kötés létezik: ionos, kovalens, fémes. kovalens kémiai kötés Két fajtája van: poláris, nem poláris.
Mi a keletkezésének mechanizmusa? Kovalens, nem poláris kémiai kötés jön létre azonos nemfémek atomjai között, amelyek elektronegativitása azonos. Ebben az esetben közös elektronpárok jönnek létre.
nem poláris kötés
A nem poláris kovalens kémiai kötést tartalmazó molekulák példái közé tartoznak a halogének, hidrogén, nitrogén és oxigén.
Ezt az összefüggést először 1916-ban fedezte fel Lewis amerikai kémikus. Először egy hipotézist terjesztett elő, amely csak kísérleti megerősítés után igazolódott be.
A kovalens kémiai kötés elektronegativitással jár. A nem fémek esetében nagy az értéke. Az atomok kémiai kölcsönhatása során nem mindig lehetséges az elektronok egyik atomról a másikra történő átvitele, ennek eredményeként ezek egyesülnek. Valódi kovalens kémiai kötés jelenik meg az atomok között. A normál iskolai tanterv 8. osztálya a kommunikáció többféle típusának részletes mérlegelését foglalja magában.
Anyagok, amelyek ilyen típusú kötéssel rendelkeznek normál körülmények között- alacsony olvadáspontú folyadékok, gázok és szilárd anyagok.
A kovalens kötés típusai
Foglalkozzunk ezzel a kérdéssel részletesebben. Melyek a kémiai kötések típusai? A kovalens kötés csere, donor-akceptor változatokban létezik.
Az első típust az jellemzi, hogy minden atom egy párosítatlan elektront tér vissza egy közös elektronkötés kialakításához.
A közös kötésben egyesült elektronoknak ellentétes spinekkel kell rendelkezniük. A hidrogén az ilyen típusú kovalens kötések példájának tekinthető. Amikor atomjai közelednek egymáshoz, elektronfelhőik áthatolnak egymáson, amit a tudomány az elektronfelhők átfedésének nevez. Ennek eredményeként az atommagok közötti elektronsűrűség nő, és a rendszer energiája csökken.
A minimális távolságon a hidrogénatommagok taszítják egymást, ami valamilyen optimális távolságot eredményez.
Donor-akceptor típusú kovalens kötés esetén az egyik részecske elektronokat tartalmaz, ezt donornak nevezik. A második részecskének van egy szabad cellája, amelybe egy pár elektron kerül.
poláris molekulák
Hogyan jönnek létre a poláris kovalens kötések? Olyan helyzetekben merülnek fel, amikor a nemfémek kötött atomjai eltérő elektronegativitásúak. Ilyenkor a szocializált elektronok közelebb helyezkednek el a magasabb elektronegativitású atomhoz. A kovalens poláris kötés példájaként a hidrogén-bromid molekulában keletkező kötések jöhetnek szóba. Itt a kovalens kötés kialakulásáért felelős nyilvános elektronok közelebb vannak a brómhoz, mint a hidrogénhez. Ennek a jelenségnek az az oka, hogy a bróm elektronegativitása nagyobb, mint a hidrogéné.
Módszerek kovalens kötés meghatározására
Hogyan lehet azonosítani a kovalens poláris kémiai kötéseket? Ehhez ismerni kell a molekulák összetételét. Ha különböző elemek atomjait tartalmazza, akkor kovalens poláris kötés van a molekulában. A nempoláris molekulák egy atomot tartalmaznak kémiai elem. alatt felajánlott feladatok között iskolai tanfolyam kémia, vannak olyanok, amelyek magukban foglalják a kapcsolat típusának azonosítását. Az ilyen típusú feladatokat a 9. évfolyamon a kémia érettségi feladatai, valamint az egységes vizsgák tartalmazzák. államvizsga kémiából 11. osztályban.
Ionos kötés
Mi a különbség a kovalens és ionos kémiai kötések között? Ha a kovalens kötés a nemfémekre jellemző, akkor ionos kötés jelentős elektronegativitáskülönbséggel rendelkező atomok között jön létre. Ez jellemző például a fő PS-alcsoportok első és második csoportjának elemeinek vegyületeire (lúgos ill. alkáliföldfémek) és a periódusos rendszer fő alcsoportjai (kalkogén és halogének) 6. és 7. csoportjának elemei.
Ellentétes töltésű ionok elektrosztatikus vonzása következtében jön létre.
Az ionos kötés jellemzői
Mert erőterek az ellentétes töltésű ionok minden irányban egyenletesen oszlanak el, mindegyik képes az ellenkező előjelű részecskéket vonzani. Ez jellemzi az ionos kötés iránytalanságát.
Két ellentétes előjelű ion kölcsönhatása nem jelenti az egyes erőterek teljes kölcsönös kompenzációját. Ez hozzájárul az ionok más irányú vonzásának képességének megőrzéséhez, ezért az ionos kötés telítetlensége figyelhető meg.
Egy ionos vegyületben minden ion képes bizonyos számú ellentétes előjelű másikat magához vonzani, hogy ionos kristályrácsot hozzon létre. Egy ilyen kristályban nincsenek molekulák. Egy anyagban minden iont meghatározott számú, eltérő előjelű ion vesz körül.
fém csatlakozás
Ez a fajta kémiai kötés bizonyos egyéni jellemzők. A fémek több vegyértékpályával rendelkeznek, elektronhiánnyal.
Amikor az egyes atomok közelednek egymáshoz, vegyértékpályáik átfedik egymást, ami hozzájárul az elektronok szabad mozgásához az egyik pályáról a másikra, kapcsolatot teremtve az összes fématom között. Ezek a szabad elektronok a fő jellemzők fémes kötés. Nincs telítettsége és irányultsága, mivel a vegyértékelektronok egyenletesen oszlanak el a kristályban. A szabad elektronok fémekben való jelenléte megmagyaráz néhányat fizikai tulajdonságok: fémes csillogás, plaszticitás, alakíthatóság, hővezető képesség, átlátszatlanság.
A kovalens kötés egy fajtája
Egy hidrogénatom és egy nagy elektronegativitású elem között jön létre. Léteznek intra- és intermolekuláris hidrogénkötések. Ez a fajta kovalens kötés a legtörékenyebb, elektrosztatikus erők hatására jön létre. A hidrogénatomnak kicsi a sugara, és ha ez az egy elektron kiszorul vagy kikerül, a hidrogén pozitív ionná válik, amely nagy elektronegativitású atomra hat.
Között jellemző tulajdonságok kovalens kötéseket különböztetünk meg: telítettség, irányíthatóság, polarizálhatóság, polaritás. Ezen mutatók mindegyikének van egy bizonyos értéke a képződött vegyület számára. Például az irány az geometriai alakzat molekulák.
A kémiai kötés kialakításának ötletét mindkét összekötő atomhoz tartozó elektronpár segítségével 1916-ban terjesztette elő J. Lewis amerikai fizikai kémikus.
Mind a molekulákban, mind a kristályokban kovalens kötés létezik az atomok között. Egyazon atomok között (például H 2, Cl 2, O 2 molekulákban, gyémántkristályban) és különböző atomok között (például H 2 O és NH 3 molekulákban, SiC kristályokban) egyaránt előfordul. A szerves vegyületek molekuláiban szinte minden kötés kovalens (C-C, C-H, C-N stb.).
A kovalens kötés kialakulásának két mechanizmusa van:
1) csere;
2) donor-akceptor.
Cseremechanizmus kovalens kötés kialakításáhozaz, hogy az összekötő atomok mindegyike egyenként egy közös elektronpár (kötés) kialakítását biztosítja. párosítatlan elektron. A kölcsönhatásban lévő atomok elektronjainak ellentétes spinekkel kell rendelkezniük.
Vegyük például a kovalens kötés kialakulását egy hidrogénmolekulában. Amikor a hidrogénatomok közelednek egymáshoz, elektronfelhőik áthatolnak egymáson, amit elektronfelhők átfedésének nevezünk (3.2. ábra), megnő az atommagok közötti elektronsűrűség. A magok vonzódnak egymáshoz. Ennek eredményeként a rendszer energiája csökken. Az atomok nagyon erős megközelítése esetén az atommagok taszítása megnő. Ezért van egy optimális távolság az atommagok között (l kötéshossz), amelynél a rendszer minimális energiával rendelkezik. Ebben az állapotban energia szabadul fel, az úgynevezett kötőenergia E St.
Rizs. 3.2. Átfedő elektronfelhők vázlata a hidrogénmolekula kialakulása során
Sematikusan a hidrogénmolekula atomokból történő keletkezését a következőképpen ábrázolhatjuk (a pont elektront, az oszlop elektronpárt jelent):
H + H→H: H vagy H + H→H - H.
BAN BEN Általános nézet más anyagok AB molekuláira:
A + B = A: B.
A kovalens kötés kialakulásának donor-akceptor mechanizmusaabból áll, hogy az egyik részecske - a donor - egy elektronpárt mutat be a kötés kialakításához, a második pedig - az akceptor - egy szabad pályát:
A: + B = A: B.
donor elfogadó
Tekintsük a kémiai kötések kialakulásának mechanizmusait az ammónia molekulában és az ammóniumionban.
1. Oktatás
A nitrogénatom külső energiaszintjén két páros és három párosítatlan elektron található:
Az s - alszinten lévő hidrogénatomnak egy párosítatlan elektronja van.
Az ammónia molekulában a nitrogénatom párosítatlan 2p elektronjai három elektronpárt alkotnak a 3 hidrogénatom elektronjaival:
.
Az NH 3 molekulában a cseremechanizmus révén 3 kovalens kötés jön létre.
2. Egy komplex ion képződése - egy ammóniumion.
NH 3 + HCl = NH 4 Cl vagy NH 3 + H + = NH 4 +
A nitrogénatomnak van egy magányos elektronpárja, azaz két elektron antiparallel spinnel ugyanazon az atompályán. atompálya a hidrogénion nem tartalmaz elektronokat (üres pálya). Amikor egy ammónia molekula és egy hidrogénion közeledik egymáshoz, a nitrogénatom magányos elektronpárja és a hidrogénion üres pályája kölcsönhatásba lép. A meg nem osztott elektronpár a nitrogén- és hidrogénatomoknál általánossá válik, a donor-akceptor mechanizmus szerint kémiai kötés jön létre. Az ammónia molekula nitrogénatomja a donor, a hidrogénion pedig az akceptor:
.
Megjegyzendő, hogy az NH 4 + ionban mind a négy kötés ekvivalens és megkülönböztethetetlen, ezért az ionban a töltés delokalizálódik (diszperz) a teljes komplexben.
A vizsgált példák azt mutatják, hogy az atom azon képességét, hogy kovalens kötéseket hozzon létre, nemcsak az egyelektronos, hanem a 2 elektronos felhők vagy a szabad pályák jelenléte is meghatározza.
A donor-akceptor mechanizmus szerint kötések jönnek létre összetett vegyületek: - ; 2+ ; 2- stb.
A kovalens kötés a következő tulajdonságokkal rendelkezik:
- jóllakottság;
- irányultság;
- polaritás és polarizálhatóság.
kovalens kötés(a latin "with" együttesen és "vales"-ből érvényes) mindkét atomhoz tartozó elektronpár hajtja végre. Nemfémek atomjai között képződik.
A nemfémek elektronegativitása meglehetősen nagy, így két nemfém atom kémiai kölcsönhatása során az elektronok teljes átvitele egyikről a másikra (mint az esetben) lehetetlen. Ebben az esetben elektron pooling szükséges.
Példaként beszéljük meg a hidrogén- és klóratomok kölcsönhatását:
H 1s 1 - egy elektron
Cl 1s 2 2s 2 2 p6 3 s2 3 p5 - hét elektron a külső szinten
A két atom mindegyikéből hiányzik egy elektron ahhoz, hogy teljes külső elektronhéja legyen. És mindegyik atom „közös használatra” oszt ki egy elektront. Így az oktett szabály teljesül. Ezt a legjobban a Lewis-képletekkel lehet ábrázolni:
Kovalens kötés kialakulása
A megosztott elektronok most mindkét atomhoz tartoznak. A hidrogénatomnak két elektronja van (saját és a klóratom közös elektronja), a klóratomnak pedig nyolc elektronja van (saját és a hidrogénatom közös elektronja). Ez a két közös elektron kovalens kötést képez a hidrogén- és klóratom között. A két atom kötésekor keletkező részecskét nevezzük molekula.
Nem poláris kovalens kötés
Kettő között kovalens kötés jöhet létre ugyanaz atomok. Például:
Ez a diagram megmagyarázza, miért létezik a hidrogén és a klór kétatomos molekulákként. Két elektron párosításának és szocializációjának köszönhetően mindkét atomra teljesíthető az oktettszabály.
Az egyszeres kötéseken kívül kettős vagy hármas kovalens kötés is létrejöhet, mint például oxigén-O 2 vagy nitrogén N 2 molekulákban. A nitrogénatomok mindegyikének öt vegyértékelektronja van, tehát további három elektronra van szükség a héj teljessé tételéhez. Ezt három elektronpár megosztásával érik el, az alábbiak szerint:
A kovalens vegyületek általában gázok, folyadékok vagy viszonylag alacsony olvadáspontú szilárd anyagok. A ritka kivételek egyike a gyémánt, amely 3500 °C felett olvad. Ez a gyémánt szerkezetének köszönhető, amely kovalens kötésű szénatomok folytonos rácsa, nem pedig egyedi molekulák gyűjteménye. Valójában minden gyémántkristály, méretétől függetlenül, egy hatalmas molekula.
Kovalens kötés akkor jön létre, amikor két nemfém atom elektronjai összekapcsolódnak. Az így létrejövő szerkezetet molekulának nevezzük.
Poláris kovalens kötés
A legtöbb esetben két kovalens kötésű atom van különböző az elektronegativitás és a megosztott elektronok nem egyformán tartoznak két atomhoz. Legtöbbször közelebb vannak az egyik atomhoz, mint a másikhoz. Egy hidrogén-klorid molekulában például a kovalens kötést alkotó elektronok közelebb helyezkednek el a klóratomhoz, mivel elektronegativitása nagyobb, mint a hidrogéné. Az elektronvonzó képesség különbsége azonban nem olyan nagy, hogy egy elektron teljes átvitele hidrogénatomról klóratomra történjen. Ezért a hidrogén- és klóratomok közötti kötést egy ionos kötés (teljes elektrontranszfer) és egy nem poláris kovalens kötés (egy elektronpár szimmetrikus elrendezése két atom között) keresztezésének tekinthetjük. Az atomok részleges töltését a görög δ betűvel jelöljük. Az ilyen kapcsolatot ún poláris kovalens kötést, a hidrogén-klorid molekulát pedig polárisnak mondják, vagyis van egy pozitív töltésű vége (hidrogénatom) és egy negatív töltésű vége (klóratom).
Az alábbi táblázat felsorolja a kötések fő típusait és példákat az anyagokra:
A kovalens kötés kialakulásának csere- és donor-akceptor mechanizmusa
1) Cseremechanizmus. Minden atom egy párosítatlan elektront ad egy közös elektronpárhoz.
2) Donor-akceptor mechanizmus. Az egyik atom (donor) egy elektronpárt, egy másik atom (akceptor) pedig üres pályát biztosít ennek a párnak.
A világ szerveződésének kémiai szintjén korántsem az utolsó szerepet az játssza, ahogyan a szerkezeti részecskék összekapcsolódnak, összekapcsolódnak. Az egyszerű anyagok, nevezetesen a nemfémek túlnyomó többsége kovalens, nem poláris típusú kötést tartalmaz, a tiszta formában lévő fémek kivételével speciális kötési módjuk van, amely a kristályrácsban lévő szabad elektronok szocializációján keresztül valósul meg.
Az alábbiakban feltüntetendő típusok és példák, vagy inkább ezeknek a kötéseknek a lokalizációja vagy részleges eltolódása az egyik kötési résztvevőhöz, pontosan az egyik vagy másik elem elektronegatív jellemzőivel magyarázható. Az eltolódás arra az atomra vonatkozik, amelyben erősebb.
Kovalens nem poláris kötés
A kovalens nem poláris kötés "képlete" egyszerű - két azonos természetű atom egyesíti vegyértékhéjaik elektronjait egy közös párba. Az ilyen párokat megosztottnak nevezzük, mert egyformán tartozik a kötés mindkét résztvevőjéhez. Az elektron sűrűségének szocializációjának köszönhetően az atomok stabilabb állapotba kerülnek, mivel befejezik a külső elektronikus szintet, és az „oktett” (vagy „dublett” egy egyszerű H 2 hidrogén anyag esetén a H2 hidrogén anyag esetében az egyetlen S-orbitális, amelyhez két elektronnak kell lennie, a külső szintre) az a külső szintre, amelyre az összes atom, amelynek megmutatja az állapotot), az a külső szintre.
Példa a nem poláris kovalens kötésre a szervetlen, és bármennyire furcsán is hangzik, de a szerves kémia Azonos. Ez a fajta kötés minden egyszerű anyagban benne van - nem fémekben, kivéve a nemesgázokat, mivel az inert gázatom vegyértékszintje már befejeződött, és egy elektronoktetttel rendelkezik, ami azt jelenti, hogy a hasonlóval való kötésnek nincs értelme, és még kevésbé előnyös energetikailag. A szerves anyagokban a nem polaritás egy bizonyos szerkezetű egyes molekulákban fordul elő, és feltételes.
kovalens poláris kötés
A nem poláris kovalens kötés példája egy egyszerű anyag néhány molekulájára korlátozódik, míg a túlnyomó többségben vannak olyan dipólvegyületek, amelyekben az elektronsűrűség részlegesen eltolódik egy elektronegatívabb elem felé. A különböző elektronegativitású atomok bármilyen kombinációja poláris kötést ad. Különösen a szerves anyagok kötései kovalensek poláris kötések. Néha az ionos, szervetlen oxidok is polárisak, a sókban és savakban pedig az ionos kötődés dominál.
Az ionos típusú vegyületeket néha a poláris kötés szélsőséges esetének tekintik. Ha az egyik elem elektronegativitása sokkal nagyobb, mint a másiké, akkor az elektronpár teljesen eltolódik a kötésközépponttól ahhoz. Így történik az ionokra való szétválás. Aki felveszi az elektronpárt, az anionná alakul és negatív töltést kap, aki pedig elveszít egy elektront, az kationná alakul és pozitív lesz.
Példák kovalens apoláris kötéstípusú szervetlen anyagokra
Kovalens, nem poláris kötéssel rendelkező anyagok például az összes bináris gázmolekula: hidrogén (H - H), oxigén (O \u003d O), nitrogén (molekulájában 2 atom hármas kötéssel kapcsolódik (N ≡ N)); folyadékok és szilárd anyagok: klór (Cl - Cl), fluor (F - F), bróm (Br - Br), jód (I - I). Csakúgy, mint összetett anyagok, amelyek különböző elemek atomjaiból állnak, de az elektronegativitás tényleges értéke azonos, például foszfor-hidrid - PH 3.
Organikus és nem poláris kötés
Nyilvánvaló, hogy minden összetett. Felmerül a kérdés, hogyan lehet egy összetett anyagban nem poláris kötés? A válasz nagyon egyszerű, ha egy kicsit logikusan gondolkodik. Ha a kapcsolódó elemek elektronegativitásának értékei kissé eltérnek, és nem alakulnak ki a vegyületben, akkor egy ilyen kötés nem polárisnak tekinthető. Pontosan ez a helyzet a szénnel és a hidrogénnel: a szerves anyagokban lévő összes C-H kötés nem polárisnak minősül.
A nem poláris kovalens kötésre példa a metánmolekula, a legegyszerűbb, amely egy szénatomból áll, amely vegyértéke szerint egyes kötéssel kapcsolódik négy hidrogénatomhoz. Valójában a molekula nem dipólus, mivel bizonyos mértékig a tetraéderes szerkezet miatt nincs benne töltések lokalizációja. Az elektronsűrűség egyenletesen oszlik el.
A nem poláris kovalens kötésre összetettebb példa is létezik szerves vegyületek. Ez a mezomer hatások, azaz az elektronsűrűség egymás utáni visszavonása miatt valósul meg, ami a szénlánc mentén gyorsan elhalványul. Tehát egy hexaklór-etán molekulában a C-C kötés nem poláris, mivel az elektronsűrűség hat klóratommal egyenletesen húzódik.
Más típusú hivatkozások
A kovalens kötésen kívül, amely egyébként a donor-akceptor mechanizmus szerint is megvalósítható, léteznek ionos, fémes és hidrogénkötések. Rövid jellemzők az utolsó előtti kettőt fentebb mutatjuk be.
A hidrogénkötés egy intermolekuláris elektrosztatikus kölcsönhatás, amely akkor figyelhető meg, ha a molekula hidrogénatomot tartalmaz, és minden olyan molekulát, amely nem megosztott elektronpárokkal rendelkezik. Ez a kötéstípus jóval gyengébb, mint a többi, de mivel ezekből a kötésekből sok képződhet az anyagban, jelentősen hozzájárul a vegyület tulajdonságaihoz.
