kovalentā saite tiek veikta elektronu socializācijas dēļ, kas pieder abiem mijiedarbībā iesaistītajiem atomiem. Nemetālu elektronegativitātes ir pietiekami lielas, lai nenotiktu elektronu pārnese.

Elektroni, kas pārklājas elektronu orbitālēs, ir kopīgi. Šajā gadījumā tiek radīta situācija, kurā tiek aizpildīti atomu ārējie elektroniskie līmeņi, tas ir, veidojas 8 vai 2 elektronu ārējais apvalks.

Stāvokli, kurā elektronu apvalks ir pilnībā piepildīts, raksturo zemākā enerģija un attiecīgi maksimālā stabilitāte.

Ir divi izglītības mehānismi:

1. donors-akceptors;
2. maiņa.

Pirmajā gadījumā viens no atomiem nodrošina savu elektronu pāri, bet otrais - brīvo elektronu orbitāli.

Otrajā viens elektrons no katra mijiedarbības dalībnieka nonāk kopējā pārī.

Atkarībā no tā, kāda veida tie ir- atomu vai molekulu savienojumi ar līdzīga veida saitēm var ievērojami atšķirties pēc fizikāli ķīmiskajām īpašībām.

molekulārās vielas visbiežāk gāzes, šķidrumi vai cietas vielas ar zemu kušanas un viršanas temperatūru, nevadošas, ar zemu stiprību. Tajos ietilpst: ūdeņradis (H 2), skābeklis (O 2), slāpeklis (N 2), hlors (Cl 2), broms (Br 2), rombiskais sērs (S 8), baltais fosfors (P 4) un citas vienkāršas vielas. ; oglekļa dioksīds (CO 2), sēra dioksīds (SO 2), slāpekļa oksīds V (N 2 O 5), ūdens (H 2 O), hlorūdeņradis (HCl), fluorūdeņradis (HF), amonjaks (NH 3), metāns (CH 4), etilspirts (C 2 H 5 OH), organiskie polimēri un citi.

Vielas atomu pastāv spēcīgu kristālu veidā ar augstu viršanas un kušanas temperatūru, nešķīst ūdenī un citos šķīdinātājos, daudzi nevada elektrība. Piemērs ir dimants, kuram ir izcila izturība. Tas ir saistīts ar faktu, ka dimants ir kristāls, kas sastāv no oglekļa atomiem, kas savienoti ar kovalentām saitēm. Dimantā nav atsevišķu molekulu. Arī atomu struktūra satur tādas vielas kā grafīts, silīcijs (Si), silīcija dioksīds (SiO 2), silīcija karbīds (SiC) un citas.

Kovalentās saites var būt ne tikai vienreizējas (kā Cl2 hlora molekulā), bet arī dubultās, kā O2 skābekļa molekulā, vai trīskāršas, kā, piemēram, N2 slāpekļa molekulā. Tajā pašā laikā trīskāršajiem ir vairāk enerģijas un tie ir izturīgāki nekā divvietīgie un vienvietīgie.

Kovalentā saite var būt Tas veidojas gan starp diviem viena un tā paša elementa atomiem (nepolāriem), gan starp dažādu ķīmisko elementu atomiem (polāriem).

Nav grūti norādīt savienojuma formulu ar kovalento polāro saiti, ja salīdzinām elektronegativitātes vērtības, kas veido atomu molekulas. Elektronegativitātes atšķirības trūkums noteiks nepolaritāti. Ja ir atšķirība, tad molekula būs polāra.

Nepalaidiet garām: izglītības mehānisms, gadījumu izpēte.

Kovalentā nepolārā ķīmiskā saite

Tipiski vienkāršām vielām nemetāliem. Elektroni vienādi pieder pie atomiem, un nav elektronu blīvuma nobīdes.

Piemēri ir šādas molekulas:

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

Izņēmumi ir inertās gāzes. Viņu ārējais enerģijas līmenis ir pilnībā piepildīts, un molekulu veidošanās viņiem ir enerģētiski nelabvēlīga, un tāpēc tās pastāv atsevišķu atomu veidā.

Arī vielu ar nepolāru kovalento saiti piemērs varētu būt, piemēram, PH3. Neskatoties uz to, ka viela sastāv no dažādiem elementiem, elementu elektronegativitātes vērtības faktiski neatšķiras, kas nozīmē, ka elektronu pāra pārvietošanās nebūs.

Kovalentā polārā ķīmiskā saite

Ņemot vērā kovalento polāro saiti, ir daudz piemēru: HCl, H2O, H2S, NH3, CH4, CO2, SO3, CCl4, SiO2, CO.

veidojas starp nemetālu atomiem ar dažādu elektronegativitāti. Šajā gadījumā elementa kodols ar lielāku elektronegativitāti pievelk sev tuvāk kopējos elektronus.

Kovalentās polārās saites veidošanās shēma

Atkarībā no veidošanās mehānisma parastā var kļūt viena vai abu atomu elektroni.

Attēlā skaidri redzama mijiedarbība molekulā sālsskābes.

Elektronu pāris pieder gan vienam atomam, gan otrajam, abiem, tāpēc ārējie līmeņi ir piepildīti. Bet vairāk elektronegatīvs hlors piesaista elektronu pāri nedaudz tuvāk sev (lai gan tas joprojām ir izplatīts). Elektronegativitātes atšķirība nav pietiekami liela, lai elektronu pāris pilnībā pārietu uz vienu no atomiem. Rezultāts ir daļējs negatīvs lādiņš hlora un daļēji pozitīvs lādiņš ūdeņradim. HCl molekula ir polāra molekula.

Saites fizikālās un ķīmiskās īpašības

Komunikāciju var raksturot ar šādām īpašībām: virzība, polaritāte, polarizējamība un piesātinājums.

Sakarā ar to veidojas neorganisko un organisko vielu molekulas. Ķīmiskā saite parādās elektrisko lauku mijiedarbības laikā, ko rada atomu kodoli un elektroni. Tāpēc kovalentās ķīmiskās saites veidošanās ir saistīta ar elektriskā daba.

Kas ir savienojums

Šis termins attiecas uz divu vai vairāku atomu darbības rezultātu, kas izraisa spēcīgas poliatomiskas sistēmas veidošanos. Galvenie ķīmisko saišu veidi veidojas, kad reaģējošo atomu enerģija samazinās. Saišu veidošanās procesā atomi cenšas pabeigt savu elektronu apvalku.

Komunikācijas veidi

Ķīmijā ir vairāki saišu veidi: jonu, kovalentā, metāliskā. Ir divu veidu kovalentās saites: polārās un nepolārās.

Kāds ir tā radīšanas mehānisms? Kovalentā nepolārā ķīmiskā saite veidojas starp identisku nemetālu atomiem, kuriem ir vienāda elektronegativitāte. Šajā gadījumā veidojas kopīgi elektronu pāri.

nepolāra saite

Molekulu, kurām ir nepolāra kovalentā ķīmiskā saite, piemēri ir halogēni, ūdeņradis, slāpeklis, skābeklis.

Pirmo reizi šo saistību 1916. gadā atklāja amerikāņu ķīmiķis Lūiss. Pirmkārt, viņš izvirzīja hipotēzi, un tā tika apstiprināta tikai pēc eksperimentāla apstiprinājuma.

Kovalentā ķīmiskā saite ir saistīta ar elektronegativitāti. Nemetāliem tam ir augsta vērtība. Atomu ķīmiskās mijiedarbības gaitā ne vienmēr ir iespējams pārnest elektronus no viena atoma uz otru, kā rezultātā tie tiek apvienoti. Starp atomiem parādās patiesa kovalentā ķīmiskā saite. Parastās skolas mācību programmas 8. klasē ir detalizēti aplūkoti vairāki komunikācijas veidi.

Vielas, kurām ir šāda veida saite normāli apstākļi- šķidrumi, gāzes un cietas vielas ar zemu kušanas temperatūru.

Kovalentās saites veidi

Pakavēsimies pie šī jautājuma sīkāk. Kādi ir ķīmisko saišu veidi? Kovalentā saite pastāv apmaiņas, donora-akceptora variantos.

Pirmajam tipam ir raksturīga viena nepāra elektrona atgriešanās no katra atoma līdz kopējas elektroniskās saites veidošanai.

Elektroniem, kas apvienoti kopējā saitē, jābūt pretējiem griezieniem. Ūdeņradi var uzskatīt par šāda veida kovalentās saites piemēru. Kad tā atomi tuvojas viens otram, to elektronu mākoņi iekļūst viens otrā, ko zinātnē sauc par elektronu mākoņu pārklāšanos. Tā rezultātā palielinās elektronu blīvums starp kodoliem, un sistēmas enerģija samazinās.

Minimālā attālumā ūdeņraža kodoli atgrūž viens otru, kā rezultātā rodas kāds optimāls attālums.

Kovalentās saites donora-akceptora tipa gadījumā vienai daļiņai ir elektroni, to sauc par donoru. Otrajai daļiņai ir brīva šūna, kurā tiks ievietots elektronu pāris.

polārās molekulas

Kā veidojas polārās kovalentās saites? Tie rodas situācijās, kad saistītajiem nemetālu atomiem ir atšķirīga elektronegativitāte. Šādos gadījumos socializētie elektroni atrodas tuvāk atomam, kuram ir lielāka elektronegativitātes vērtība. Kā kovalentās polārās saites piemēru var uzskatīt saites, kas rodas ūdeņraža bromīda molekulā. Šeit publiskie elektroni, kas ir atbildīgi par kovalentās saites veidošanos, ir tuvāk bromam nekā ūdeņradim. Šīs parādības iemesls ir tas, ka bromam ir augstāka elektronegativitāte nekā ūdeņradim.

Kovalentās saites noteikšanas metodes

Kā noteikt kovalentās polārās ķīmiskās saites? Lai to izdarītu, jums jāzina molekulu sastāvs. Ja tajā ir dažādu elementu atomi, tad molekulā ir kovalentā polārā saite. Nepolārās molekulas satur vienu atomu ķīmiskais elements. Starp uzdevumiem, kas piedāvāti saskaņā ar skolas kurssķīmija, ir tādi, kas ietver savienojuma veida noteikšanu. Šāda veida uzdevumi ir iekļauti ķīmijas noslēguma atestācijas uzdevumos 9. klasē, kā arī vienotajā ieskaitē. valsts eksāmensķīmijā 11. klasē.

Jonu saite

Kāda ir atšķirība starp kovalentajām un jonu ķīmiskajām saitēm? Ja nemetāliem raksturīga kovalentā saite, tad jonu saite veidojas starp atomiem, kuriem ir būtiskas elektronegativitātes atšķirības. Piemēram, tas ir raksturīgi galveno PS apakšgrupu pirmās un otrās grupas elementu savienojumiem (sārmains un sārmzemju metāli) un periodiskās tabulas galveno apakšgrupu (halkogēni un halogēni) 6. un 7. grupas elementi.

Tas veidojas jonu ar pretēju lādiņu elektrostatiskās pievilkšanās rezultātā.

Jonu saišu iezīmes

Jo spēka lauki pretēji lādēti joni ir vienmērīgi sadalīti visos virzienos, katrs no tiem spēj piesaistīt daļiņas pretējā zīmē. Tas raksturo jonu saites nevirzienu.

Divu jonu ar pretējām zīmēm mijiedarbība nenozīmē atsevišķu spēka lauku pilnīgu savstarpēju kompensāciju. Tas palīdz saglabāt spēju piesaistīt jonus citos virzienos, tāpēc tiek novērota jonu saites nepiesātinājums.

Jonu savienojumā katrs jons spēj piesaistīt sev noteiktu skaitu citu ar pretējām zīmēm, lai izveidotu jonu kristālisko režģi. Šādā kristālā nav molekulu. Katru jonu vielā ieskauj noteikts skaits dažādas zīmes jonu.

metāla savienojums

Šim ķīmiskās saites veidam ir noteiktas individuālas iezīmes. Metāliem ir pārmērīgs valences orbitāļu skaits ar elektronu trūkumu.

Kad atsevišķi atomi tuvojas viens otram, to valences orbitāles pārklājas, kas veicina elektronu brīvu kustību no vienas orbitāles uz otru, veidojot savienojumu starp visiem metāla atomiem. Šie brīvie elektroni ir galvenā iezīme metāliska saite. Tam nav piesātinājuma un virziena, jo valences elektroni ir vienmērīgi sadalīti pa visu kristālu. Brīvo elektronu klātbūtne metālos izskaidro dažus no tiem fizikālās īpašības: metālisks spīdums, plastiskums, kaļamība, siltumvadītspēja, necaurredzamība.

Kovalentās saites veids

Tas veidojas starp ūdeņraža atomu un elementu, kam ir augsta elektronegativitāte. Ir intra- un starpmolekulāras ūdeņraža saites. Šāda veida kovalentā saite ir trauslākā, tā parādās elektrostatisko spēku iedarbības dēļ. Ūdeņraža atomam ir mazs rādiuss, un, kad šis viens elektrons tiek pārvietots vai atdots, ūdeņradis kļūst par pozitīvu jonu, iedarbojoties uz atomu ar lielu elektronegativitāti.

Starp raksturīgās īpašības izšķir kovalentās saites: piesātinājumu, virzienu, polarizējamību, polaritāti. Katram no šiem rādītājiem ir noteikta vērtība izveidotajam savienojumam. Piemēram, virziens ir ģeometriskā forma molekulas.

Ideju par ķīmiskās saites veidošanu ar elektronu pāra palīdzību, kas pieder abiem savienojošajiem atomiem, 1916. gadā izvirzīja amerikāņu fizikālais ķīmiķis Dž. Lūiss.

Kovalentā saite pastāv starp atomiem gan molekulās, gan kristālos. Tas notiek gan starp identiskiem atomiem (piemēram, H 2, Cl 2, O 2 molekulās, dimanta kristālā), gan starp dažādiem atomiem (piemēram, H 2 O un NH 3 molekulās, SiC kristālos). Gandrīz visas organisko savienojumu molekulās esošās saites ir kovalentas (C-C, C-H, C-N utt.).

Kovalentās saites veidošanai ir divi mehānismi:

1) maiņa;

2) donors-akceptors.

Apmaiņas mehānisms kovalentās saites veidošanaiir tas, ka katrs no savienojošajiem atomiem nodrošina vienota elektronu pāra (saites) veidošanos ar vienu nepāra elektronu. Mijiedarbojošo atomu elektroniem jābūt ar pretējiem spiniem.

Apsveriet, piemēram, kovalentās saites veidošanos ūdeņraža molekulā. Kad ūdeņraža atomi tuvojas viens otram, to elektronu mākoņi iekļūst viens otrā, ko sauc par elektronu mākoņu pārklāšanos (3.2. att.), palielinās elektronu blīvums starp kodoliem. Kodoli tiek piesaistīti viens otram. Tā rezultātā sistēmas enerģija samazinās. Ar ļoti spēcīgu atomu pieeju palielinās kodolu atgrūšanās. Tāpēc starp kodoliem ir optimālais attālums (saites garums l), pie kura sistēmai ir minimālā enerģija. Šajā stāvoklī tiek atbrīvota enerģija, ko sauc par saistošo enerģiju E St.

Rīsi. 3.2. Elektronu mākoņu pārklāšanās shēma ūdeņraža molekulas veidošanās laikā

Shematiski ūdeņraža molekulas veidošanos no atomiem var attēlot šādi (punkts nozīmē elektronu, josla nozīmē elektronu pāri):

H+H→H: H vai H+H→H–H.

IN vispārējs skats citu vielu AB molekulām:

A + B = A: B.

Kovalentās saites veidošanās donora-akceptora mehānismssastāv no tā, ka viena daļiņa - donors - rada elektronu pāri saites veidošanai, bet otrā - akceptors - brīvu orbitāli:

A: + B = A: B.

donora akceptors

Apsveriet ķīmisko saišu veidošanās mehānismus amonjaka molekulā un amonija jonos.

1. Izglītība

Slāpekļa atoma ārējā enerģijas līmenī ir divi pārī savienoti un trīs nepāra elektroni:

Ūdeņraža atomam s - apakšlīmenī ir viens nepāra elektrons.

Amonjaka molekulā slāpekļa atoma nepāra 2p elektroni veido trīs elektronu pārus ar 3 ūdeņraža atomu elektroniem:

.

NH 3 molekulā apmaiņas mehānismā veidojas 3 kovalentās saites.

2. Kompleksa jona - amonija jona veidošanās.

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

Slāpekļa atomam ir vientuļš elektronu pāris, t.i., divi elektroni ar pretparalēliem spiniem vienā atoma orbitālē. atomu orbitāleūdeņraža jons nesatur elektronus (vakanta orbitāle). Kad amonjaka molekula un ūdeņraža jons tuvojas viens otram, mijiedarbojas slāpekļa atoma vientuļais elektronu pāris un ūdeņraža jona brīvā orbitāle. Nedalītais elektronu pāris kļūst parasts slāpekļa un ūdeņraža atomiem, ķīmiskā saite rodas saskaņā ar donora-akceptora mehānismu. Amonjaka molekulas slāpekļa atoms ir donors, un ūdeņraža jons ir akceptors:

.

Jāņem vērā, ka NH 4 + jonā visas četras saites ir līdzvērtīgas un neatšķiramas, tāpēc jonā lādiņš tiek delokalizēts (izkliedēts) pa visu kompleksu.

Aplūkotie piemēri parāda, ka atoma spēju veidot kovalentās saites nosaka ne tikai viena elektrona, bet arī 2 elektronu mākoņi vai brīvu orbitāļu klātbūtne.

Saskaņā ar donora-akceptora mehānismu tiek veidotas saites sarežģīti savienojumi: - ; 2+ ; 2- utt.

Kovalentai saitei ir šādas īpašības:

- sāta sajūta;

- orientēšanās;

- polaritāte un polarizējamība.

kovalentā saite(no latīņu valodas "ar" kopīgi un "vales" ir derīgs) veic elektronu pāris, kas pieder abiem atomiem. Veidojas starp nemetālu atomiem.

Nemetālu elektronegativitāte ir diezgan liela, tāpēc divu nemetālu atomu ķīmiskās mijiedarbības laikā pilnīga elektronu pārnešana no viena uz otru (kā gadījumā) nav iespējama. Šajā gadījumā ir jāveic elektronu apvienošana.

Piemēram, apspriedīsim ūdeņraža un hlora atomu mijiedarbību:

H 1s 1 - viens elektrons

Cl 1s 2 2s 2 2 6. lpp 3 s2 3 5. lpp - septiņi elektroni ārējā līmenī

Katram no diviem atomiem trūkst viena elektrona, lai būtu pilnīgs ārējais elektronu apvalks. Un katrs no atomiem atvēl "kopējai lietošanai" vienu elektronu. Tādējādi okteta noteikums ir izpildīts. Labākais veids, kā to attēlot, ir ar Lūisa formulām:

Kovalentās saites veidošanās

Kopīgie elektroni tagad pieder abiem atomiem. Ūdeņraža atomam ir divi elektroni (savs un hlora atoma kopīgais elektrons), un hlora atomam ir astoņi elektroni (savs plus ūdeņraža atoma kopīgais elektrons). Šie divi kopīgie elektroni veido kovalento saiti starp ūdeņraža un hlora atomiem. Daļiņu, kas veidojas, kad tiek izsaukta divu atomu saite molekula.

Nepolāra kovalentā saite

Starp diviem var veidoties kovalentā saite tas pats atomi. Piemēram:

Šī diagramma izskaidro, kāpēc ūdeņradis un hlors pastāv kā diatomiskas molekulas. Pateicoties divu elektronu savienošanai pārī un socializācijai, ir iespējams izpildīt okteta noteikumu abiem atomiem.

Papildus vienvietīgām saitēm var veidoties dubultā vai trīskāršā kovalentā saite, kā, piemēram, skābekļa O 2 vai slāpekļa N 2 molekulās. Katram slāpekļa atomam ir pieci valences elektroni, tāpēc apvalka pabeigšanai ir nepieciešami vēl trīs elektroni. To panāk, koplietojot trīs elektronu pārus, kā parādīts zemāk:

Kovalentie savienojumi parasti ir gāzes, šķidrumi vai relatīvi zemas kušanas cietas vielas. Viens no retajiem izņēmumiem ir dimants, kas kūst virs 3500°C. Tas ir saistīts ar dimanta struktūru, kas ir nepārtraukts kovalenti saistītu oglekļa atomu režģis, nevis atsevišķu molekulu kopums. Faktiski jebkurš dimanta kristāls, neatkarīgi no tā izmēra, ir viena milzīga molekula.

Kovalentā saite rodas, kad divu nemetālu atomu elektroni savienojas kopā. Iegūto struktūru sauc par molekulu.

Polārā kovalentā saite

Vairumā gadījumu ir divi kovalenti saistīti atomi savādāk elektronegativitāte un kopīgie elektroni nepieder vienādi diviem atomiem. Lielāko daļu laika tie ir tuvāk vienam atomam nekā citam. Piemēram, ūdeņraža hlorīda molekulā elektroni, kas veido kovalento saiti, atrodas tuvāk hlora atomam, jo ​​tā elektronegativitāte ir augstāka nekā ūdeņraža elektronegativitāte. Taču atšķirība elektronu piesaistes spējā nav tik liela, lai notiktu pilnīga elektrona pāreja no ūdeņraža atoma uz hlora atomu. Tāpēc saiti starp ūdeņraža un hlora atomiem var uzskatīt par krustojumu starp jonu saiti (pilna elektronu pārnese) un nepolāru kovalento saiti (simetrisks elektronu pāra izvietojums starp diviem atomiem). Atomu daļējais lādiņš ir apzīmēts ar grieķu burtu δ. Šādu savienojumu sauc polārais kovalents saite, un tiek uzskatīts, ka ūdeņraža hlorīda molekula ir polāra, tas ir, tai ir pozitīvi lādēts gals (ūdeņraža atoms) un negatīvi lādēts gals (hlora atoms).

Tālāk esošajā tabulā ir uzskaitīti galvenie saišu veidi un vielu piemēri:

Kovalentās saites veidošanās apmaiņas un donora-akceptora mehānisms

1) Maiņas mehānisms. Katrs atoms kopīgā elektronu pārī pievieno vienu nepāra elektronu.

2) Donora-akceptora mehānisms. Viens atoms (donors) nodrošina elektronu pāri, bet cits atoms (akceptors) nodrošina šim pārim tukšu orbitāli.

Tālu no pēdējās lomas pasaules organizācijas ķīmiskajā līmenī spēlē veids, kā strukturālās daļiņas ir savienotas, savstarpēji saistītas. Lielākajai daļai vienkāršu vielu, proti, nemetālu, ir kovalenta nepolāra saite, izņemot metālus tīrā veidā, tām ir īpaša savienošanas metode, kas tiek realizēta, socializējot brīvos elektronus kristāla režģis.

Kuru veidi un piemēri tiks norādīti tālāk, vai, drīzāk, šo saišu lokalizācija vai daļēja pārvietošana uz kādu no saistošajiem dalībniekiem, ir precīzi izskaidrojama ar viena vai otra elementa elektronnegatīvo raksturlielumu. Nobīde notiek uz atomu, kurā tas ir spēcīgāks.

Kovalentā nepolārā saite

Kovalentās nepolārās saites "formula" ir vienkārša – divi vienādas dabas atomi apvieno to valences apvalku elektronus kopīgā pārī. Šādu pāri sauc par dalītu, jo tas vienādi pieder abiem saistīšanas dalībniekiem. Pateicoties elektronu blīvuma socializācijai elektronu pāra veidā, atomi pāriet stabilākā stāvoklī, jo tie pabeidz savu ārējo elektronisko līmeni, un "oktets" (vai "dublets" vienkārša ūdeņraža viela H 2, tai ir viena s-orbitāle, kuras pabeigšanai nepieciešami divi elektroni) ir ārējā līmeņa stāvoklis, uz kuru tiecas visi atomi, jo tā pildījums atbilst stāvoklim ar minimālo enerģiju.

Nepolāras kovalentās saites piemērs ir neorganiskā un, lai cik dīvaini tas neizklausītos, bet arī organiskā ķīmija Tas pats. Šis saišu veids ir raksturīgs visām vienkāršajām vielām - nemetāliem, izņemot cēlgāzes, jo inertās gāzes atoma valences līmenis jau ir pabeigts un tam ir elektronu oktets, kas nozīmē, ka saite ar līdzīgu neveidojas. jēga un ir vēl mazāk enerģētiski izdevīga. Organiskajās vielās nepolaritāte rodas atsevišķās noteiktas struktūras molekulās un ir nosacīta.

kovalentā polārā saite

Nepolāras kovalentās saites piemērs ir ierobežots ar dažām vienkāršas vielas molekulām, savukārt dipolu savienojumi, kuros elektronu blīvums ir daļēji novirzīts uz vairāk elektronegatīvu elementu, ir lielākā daļa. Jebkura atomu kombinācija ar dažādām elektronegativitātes vērtībām rada polāro saiti. Jo īpaši saites organiskajās vielās ir kovalentas polārās saites. Dažreiz jonu, neorganiskie oksīdi ir arī polāri, un sāļos un skābēs dominē jonu saistīšanās veids.

Jonu savienojumu veidu dažreiz uzskata par ārkārtēju polārās saites gadījumu. Ja viena elementa elektronegativitāte ir daudz lielāka nekā otram, elektronu pāris tiek pilnībā nobīdīts no saites centra uz to. Tādā veidā notiek atdalīšana jonos. Tas, kurš paņem elektronu pāri, pārvēršas par anjonu un iegūst negatīvu lādiņu, un tas, kurš pazaudē elektronu, pārvēršas par katjonu un kļūst pozitīvs.

Piemēri neorganiskām vielām ar kovalento nepolāro saiti

Vielas ar kovalentu nepolāru saiti ir, piemēram, visas binārās gāzes molekulas: ūdeņradis (H - H), skābeklis (O \u003d O), slāpeklis (tā molekulā 2 atomi ir savienoti ar trīskāršo saiti (N ≡). N)); šķidrumi un cietvielas: hlors (Cl - Cl), fluors (F - F), broms (Br - Br), jods (I - I). Kā arī sarežģītas vielas, kas sastāv no dažādu elementu atomiem, bet ar faktisko elektronegativitātes vērtību, piemēram, fosfora hidrīds - PH 3.

Organiskā un nepolārā iesiešana

Skaidrs, ka viss ir sarežģīti. Rodas jautājums, kā kompleksā vielā var būt nepolāra saite? Atbilde ir pavisam vienkārša, ja padomā mazliet loģiski. Ja saistīto elementu elektronegativitātes vērtības nedaudz atšķiras un savienojumā neveidojas, šādu saiti var uzskatīt par nepolāru. Tieši tāda ir situācija ar oglekli un ūdeņradi: visas C-H saites organiskajās vielās tiek uzskatītas par nepolārām.

Nepolāras kovalentās saites piemērs ir visvienkāršākā metāna molekula, kas sastāv no viena oglekļa atoma, kas pēc savas valences ir savienots ar vienotu saiti ar četriem ūdeņraža atomiem. Faktiski molekula nav dipols, jo tajā nav lādiņu lokalizācijas, zināmā mērā tetraedriskās struktūras dēļ. Elektronu blīvums ir vienmērīgi sadalīts.

Nepolāras kovalentās saites piemērs pastāv sarežģītākā formā organiskie savienojumi. Tas tiek realizēts, pateicoties mezomeriskajiem efektiem, t.i., secīgai elektronu blīvuma atcelšanai, kas ātri izzūd gar oglekļa ķēdi. Tātad heksahloretāna molekulā C-C saite ir nepolāra, jo elektronu blīvums vienmērīgi velk sešus hlora atomus.

Cita veida saites

Papildus kovalentajai saitei, kuru, starp citu, var veikt arī saskaņā ar donora-akceptora mehānismu, ir jonu, metālu un ūdeņraža saites. Īsas īpašības priekšpēdējie divi ir parādīti iepriekš.

Ūdeņraža saite ir starpmolekulāra elektrostatiskā mijiedarbība, kas tiek novērota, ja molekula satur ūdeņraža atomu un jebkuru citu, kam ir nedalīti elektronu pāri. Šis savienojuma veids ir daudz vājāks par citiem, taču, ņemot vērā to, ka vielā var veidoties daudz šo saišu, tas būtiski ietekmē savienojuma īpašības.