kovalentná väzba sa uskutočňuje v dôsledku socializácie elektrónov patriacich obom atómom zúčastňujúcim sa interakcie. Elektronegativity nekovov sú dostatočne veľké na to, aby nedochádzalo k prenosu elektrónov.
Elektróny v prekrývajúcich sa elektrónových orbitáloch sú zdieľané. V tomto prípade nastáva situácia, že sa naplnia vonkajšie elektronické úrovne atómov, čiže sa vytvorí 8- alebo 2-elektrónový vonkajší obal.
Stav, v ktorom je elektrónový obal úplne naplnený, sa vyznačuje najnižšou energiou a teda maximálnou stabilitou.
Existujú dva vzdelávacie mechanizmy:
- donor-akceptor;
- výmena.
V prvom prípade jeden z atómov poskytuje svoj elektrónový pár a druhý - voľný elektrónový orbitál.
V druhom príde jeden elektrón od každého účastníka interakcie do spoločného páru.
Podľa toho, aký typ sú- atómové alebo molekulárne zlúčeniny s podobným typom väzby sa môžu výrazne líšiť vo fyzikálno-chemických charakteristikách.
molekulárne látky najčastejšie plyny, kvapaliny alebo tuhé látky s nízkou teplotou topenia a varu, nevodivé, s nízkou pevnosťou. Patria sem: vodík (H 2), kyslík (O 2), dusík (N 2), chlór (Cl 2), bróm (Br 2), kosoštvorcová síra (S 8), biely fosfor (P 4) a ďalšie jednoduché látky ; oxid uhličitý (CO 2), oxid siričitý (SO 2), oxid dusnatý V (N 2 O 5), voda (H 2 O), chlorovodík (HCl), fluorovodík (HF), amoniak (NH 3), metán (CH 4), etylalkohol (C 2 H 5 OH), organické polyméry a iné.
Látky atómové existujú vo forme silných kryštálov s vysokými teplotami varu a topenia, sú nerozpustné vo vode a iných rozpúšťadlách, mnohé nevedú elektriny. Príkladom je diamant, ktorý má výnimočnú silu. Je to spôsobené tým, že diamant je kryštál pozostávajúci z atómov uhlíka spojených kovalentnými väzbami. V diamante nie sú žiadne jednotlivé molekuly. Tiež atómová štruktúra obsahujú látky ako grafit, kremík (Si), oxid kremičitý (SiO 2), karbid kremíka (SiC) a iné.
Kovalentné väzby môžu byť nielen jednoduché (ako v molekule chlóru Cl2), ale aj dvojité, ako v molekule kyslíka O2, alebo trojité, ako napríklad v molekule dusíka N2. Trojité majú zároveň viac energie a sú odolnejšie ako dvojité a jednoduché.
Kovalentná väzba môže byť Vzniká medzi dvoma atómami toho istého prvku (nepolárne), ako aj medzi atómami rôznych chemických prvkov (polárne).
Nie je ťažké uviesť vzorec zlúčeniny s kovalentnou polárnou väzbou, ak porovnáme hodnoty elektronegativity, ktoré tvoria molekuly atómov. Neprítomnosť rozdielu v elektronegativite určí nepolaritu. Ak existuje rozdiel, molekula bude polárna.
Neprehliadnite: Mechanizmus vzdelávania, prípadové štúdie.
Kovalentná nepolárna chemická väzba
Typické pre jednoduché látky nekovy. Elektróny patria k atómom rovnako a nedochádza k posunu elektrónovej hustoty.
Príkladmi sú nasledujúce molekuly:
H2, O2, O3, N2, F2, Cl2.
Výnimkou sú inertné plyny. Ich vonkajšia energetická hladina je úplne naplnená a tvorba molekúl je pre nich energeticky nevýhodná, a preto existujú vo forme samostatných atómov.
Príkladom látok s nepolárnou kovalentnou väzbou môže byť napríklad PH3. Napriek tomu, že látka pozostáva z rôznych prvkov, hodnoty elektronegativity prvkov sa v skutočnosti nelíšia, čo znamená, že nedôjde k posunu elektrónového páru.
Kovalentná polárna chemická väzba
Pokiaľ ide o kovalentnú polárnu väzbu, existuje mnoho príkladov: HCl, H2O, H2S, NH3, CH4, CO2, SO3, CCl4, SiO2, CO.
vytvorené medzi atómami nekovov s rôznou elektronegativitou. V tomto prípade jadro prvku s väčšou elektronegativitou priťahuje spoločné elektróny bližšie k sebe.Schéma vzniku kovalentnej polárnej väzby
V závislosti od mechanizmu tvorby sa môže stať bežným elektróny jedného alebo oboch atómov.
Obrázok jasne ukazuje interakciu v molekule kyseliny chlorovodíkovej.
Pár elektrónov patrí jednému aj druhému atómu, obom, takže vonkajšie úrovne sú vyplnené. Ale viac elektronegatívneho chlóru priťahuje pár elektrónov o niečo bližšie k sebe (zatiaľ čo zostáva bežné). Rozdiel v elektronegativite nie je dostatočne veľký na to, aby pár elektrónov úplne prešiel k jednému z atómov. Výsledkom je čiastočný záporný náboj pre chlór a čiastočný kladný náboj pre vodík. Molekula HCl je polárna molekula.
Fyzikálne a chemické vlastnosti väzby
Komunikáciu možno charakterizovať nasledujúcimi vlastnosťami: smerovosť, polarita, polarizovateľnosť a sýtosť.
Vďaka čomu sa tvoria molekuly anorganických a organických látok. Chemická väzba vzniká pri interakcii elektrických polí, ktoré vytvárajú jadrá a elektróny atómov. Preto je tvorba kovalentnej chemickej väzby spojená s elektrický charakter.
Čo je to spojenie
Tento termín označuje výsledok pôsobenia dvoch alebo viacerých atómov, ktoré vedú k vytvoreniu silného polyatómového systému. Hlavné typy chemických väzieb vznikajú pri znížení energie reagujúcich atómov. V procese tvorby väzby sa atómy pokúšajú dokončiť svoj elektrónový obal.
Typy komunikácie
V chémii existuje niekoľko typov väzieb: iónové, kovalentné, kovové. Existujú dva typy kovalentných väzieb: polárne a nepolárne.
Aký je mechanizmus jeho tvorby? Medzi atómami identických nekovov, ktoré majú rovnakú elektronegativitu, vzniká kovalentná nepolárna chemická väzba. V tomto prípade sa vytvárajú spoločné elektrónové páry.
nepolárna väzba
Príklady molekúl, ktoré majú nepolárnu kovalentnú chemickú väzbu, zahŕňajú halogény, vodík, dusík, kyslík.
Toto spojenie prvýkrát objavil v roku 1916 americký chemik Lewis. Najprv predložil hypotézu a tá sa potvrdila až po experimentálnom potvrdení.
Kovalentná chemická väzba je spojená s elektronegativitou. Pre nekovy má vysokú hodnotu. V priebehu chemickej interakcie atómov nie je vždy možné preniesť elektróny z jedného atómu na druhý, v dôsledku toho sa kombinujú. Medzi atómami sa objavuje skutočná kovalentná chemická väzba. 8. ročník bežných školských osnov zahŕňa podrobné zváženie niekoľkých typov komunikácie.
Látky, ktoré majú tento typ väzby normálnych podmienkach- kvapaliny, plyny a pevné látky s nízkou teplotou topenia.
Typy kovalentnej väzby
Venujme sa tejto problematike podrobnejšie. Aké sú typy chemických väzieb? Kovalentná väzba existuje vo výmenných, donor-akceptorových variantoch.
Prvý typ je charakterizovaný návratom jedného nespárovaného elektrónu každým atómom k vytvoreniu spoločnej elektrónovej väzby.
Elektróny spojené v spoločnej väzbe musia mať opačné spiny. Za príklad tohto typu kovalentnej väzby možno považovať vodík. Keď sa jeho atómy priblížia k sebe, ich elektrónové oblaky do seba preniknú, čo sa vo vede nazýva prekrývanie elektrónových oblakov. V dôsledku toho sa hustota elektrónov medzi jadrami zvyšuje a energia systému klesá.
V minimálnej vzdialenosti sa vodíkové jadrá navzájom odpudzujú, čo vedie k určitej optimálnej vzdialenosti.
V prípade kovalentnej väzby typu donor-akceptor má jedna častica elektróny, nazýva sa donor. Druhá častica má voľnú bunku, v ktorej bude umiestnený pár elektrónov.
polárne molekuly
Ako vznikajú polárne kovalentné väzby? Vznikajú v situáciách, keď viazané atómy nekovov majú rôznu elektronegativitu. V takýchto prípadoch sú socializované elektróny umiestnené bližšie k atómu, ktorý má vyššiu hodnotu elektronegativity. Ako príklad kovalentnej polárnej väzby možno považovať väzby, ktoré vznikajú v molekule bromovodíka. Tu sú verejné elektróny, ktoré sú zodpovedné za tvorbu kovalentnej väzby, bližšie k brómu ako k vodíku. Dôvodom tohto javu je, že bróm má vyššiu elektronegativitu ako vodík.
Metódy stanovenia kovalentnej väzby
Ako identifikovať kovalentné polárne chemické väzby? Aby ste to dosiahli, musíte poznať zloženie molekúl. Ak obsahuje atómy rôznych prvkov, v molekule je kovalentná polárna väzba. Nepolárne molekuly obsahujú jeden atóm chemický prvok. Medzi úlohy ponúkané v rámci školský kurz chémia, existujú tie, ktoré zahŕňajú identifikáciu typu spojenia. Úlohy tohto typu sú zaradené do úloh záverečnej atestácie z chémie v 9. ročníku, ako aj do testov jednot. štátna skúška z chémie v 11. ročníku.
Iónová väzba
Aký je rozdiel medzi kovalentnými a iónovými chemickými väzbami? Ak je kovalentná väzba charakteristická pre nekovy, potom iónová väzba vzniká medzi atómami, ktoré majú výrazné rozdiely v elektronegativite. Toto je typické napríklad pre zlúčeniny prvkov prvej a druhej skupiny hlavných podskupín PS (alkalické a kovy alkalických zemín) a prvky skupín 6 a 7 hlavných podskupín periodickej tabuľky (chalkogény a halogény).
Vzniká ako výsledok elektrostatickej príťažlivosti iónov s opačným nábojom.
Vlastnosti iónovej väzby
Pretože silové polia opačne nabité ióny sú rozložené rovnomerne vo všetkých smeroch, každý z nich je schopný priťahovať častice opačného znamienka. Toto charakterizuje nesmerovosť iónovej väzby.
Interakcia dvoch iónov s opačnými znamienkami neznamená úplnú vzájomnú kompenzáciu jednotlivých silových polí. To prispieva k zachovaniu schopnosti priťahovať ióny v iných smeroch, preto sa pozoruje nenasýtenie iónovej väzby.
V iónovej zlúčenine má každý ión schopnosť pritiahnuť určitý počet ďalších s opačnými znamienkami, aby vytvoril iónovú kryštálovú mriežku. V takom kryštáli nie sú žiadne molekuly. Každý ión je v látke obklopený špecifickým počtom iónov rôzneho znamienka.
kovové spojenie
Tento typ chemickej väzby má určité individuálne vlastnosti. Kovy majú prebytok valenčných orbitálov s nedostatkom elektrónov.
Keď sa jednotlivé atómy približujú k sebe, ich valenčné orbitály sa prekrývajú, čo prispieva k voľnému pohybu elektrónov z jedného orbitálu do druhého, čím vzniká spojenie medzi všetkými atómami kovov. Tieto voľné elektróny sú hlavnou črtou kovová väzba. Nemá sýtosť a smerovosť, pretože valenčné elektróny sú v kryštáli rozložené rovnomerne. Prítomnosť voľných elektrónov v kovoch vysvetľuje niektoré z nich fyzikálne vlastnosti: kovový lesk, plasticita, kujnosť, tepelná vodivosť, nepriehľadnosť.
Typ kovalentnej väzby
Vzniká medzi atómom vodíka a prvkom, ktorý má vysokú elektronegativitu. Existujú intra- a intermolekulárne vodíkové väzby. Tento druh kovalentnej väzby je najkrehkejší, objavuje sa v dôsledku pôsobenia elektrostatických síl. Atóm vodíka má malý polomer a keď je tento jeden elektrón vytesnený alebo odovzdaný, vodík sa stáva kladným iónom, ktorý pôsobí na atóm s veľkou elektronegativitou.
Medzi charakteristické vlastnosti kovalentné väzby sa rozlišujú: sýtosť, smerovosť, polarizovateľnosť, polarita. Každý z týchto ukazovateľov má určitú hodnotu pre vytvorené spojenie. Napríklad smer je geometrický tvar molekuly.
Myšlienku vytvorenia chemickej väzby pomocou páru elektrónov patriacich k obom spájajúcim atómom predložil v roku 1916 americký fyzikálny chemik J. Lewis.
Kovalentná väzba existuje medzi atómami v molekulách aj v kryštáloch. Vyskytuje sa medzi rovnakými atómami (napríklad v molekulách H 2, Cl 2, O 2 v diamantovom kryštáli), ako aj medzi rôznymi atómami (napríklad v molekulách H 2 O a NH 3 v kryštáloch SiC). Takmer všetky väzby v molekulách organických zlúčenín sú kovalentné (C-C, C-H, C-N atď.).
Na vytvorenie kovalentnej väzby existujú dva mechanizmy:
1) výmena;
2) darca-akceptor.
Výmenný mechanizmus na tvorbu kovalentnej väzbyje, že každý zo spojovacích atómov zabezpečuje vytvorenie spoločného elektrónového páru (väzby) jedným nepárovým elektrónom. Elektróny interagujúcich atómov musia mať opačné spiny.
Uvažujme napríklad o vytvorení kovalentnej väzby v molekule vodíka. Pri približovaní atómov vodíka k sebe ich elektrónové oblaky prenikajú, čo sa nazýva prekrytie elektrónových oblakov (obr. 3.2), hustota elektrónov medzi jadrami sa zvyšuje. Jadrá sa navzájom priťahujú. V dôsledku toho sa energia systému znižuje. Pri veľmi silnom priblížení atómov vzrastá odpudzovanie jadier. Preto existuje optimálna vzdialenosť medzi jadrami (dĺžka väzby l), pri ktorej má systém minimálnu energiu. V tomto stave sa uvoľňuje energia, nazývaná väzbová energia E St.
Ryža. 3.2. Schéma prekrývajúcich sa elektrónových oblakov pri tvorbe molekuly vodíka
Schematicky možno tvorbu molekuly vodíka z atómov znázorniť nasledovne (bodka znamená elektrón, čiara znamená pár elektrónov):
H + H -> H: H alebo H + H - H - H.
IN všeobecný pohľad pre AB molekuly iných látok:
A + B = A: B.
Donor-akceptorový mechanizmus tvorby kovalentnej väzbyspočíva v tom, že jedna častica - donor - predstavuje elektrónový pár na vytvorenie väzby a druhá - akceptor - voľný orbitál:
A: + B = A: B.
akceptor darcu
Zvážte mechanizmy tvorby chemických väzieb v molekule amoniaku a amónnom ióne.
1. Vzdelávanie
Atóm dusíka má na svojej vonkajšej energetickej úrovni dva spárované a tri nepárové elektróny:
Atóm vodíka na s - podúrovni má jeden nepárový elektrón.
V molekule amoniaku tvoria nepárové 2p elektróny atómu dusíka tri elektrónové páry s elektrónmi 3 atómov vodíka:
.
V molekule NH 3 vznikajú výmenným mechanizmom 3 kovalentné väzby.
2. Vznik komplexného iónu – amónneho iónu.
NH3 + HCl = NH4CI alebo NH3 + H+ = NH4+
Atóm dusíka má osamelý pár elektrónov, t.j. dva elektróny s antiparalelnými rotáciami v rovnakom atómovom orbitále. atómový orbitál vodíkový ión neobsahuje elektróny (prázdny orbitál). Keď sa molekula amoniaku a vodíkový ión priblížia k sebe, osamotený elektrónový pár atómu dusíka a prázdny orbitál vodíkového iónu interagujú. Nezdieľaný pár elektrónov sa stáva spoločným pre atómy dusíka a vodíka, vzniká chemická väzba podľa mechanizmu donor-akceptor. Atóm dusíka molekuly amoniaku je donor a vodíkový ión je akceptor:
.
Treba poznamenať, že v NH4+ ióne sú všetky štyri väzby ekvivalentné a nerozoznateľné, preto je náboj v ióne delokalizovaný (dispergovaný) v celom komplexe.
Uvažované príklady ukazujú, že schopnosť atómu vytvárať kovalentné väzby je určená nielen jednoelektrónovými, ale aj 2-elektrónovými oblakmi alebo prítomnosťou voľných orbitálov.
Podľa mechanizmu donor-akceptor sa vytvárajú väzby v komplexné zlúčeniny: - ; 2+; 2- atď.
Kovalentná väzba má nasledujúce vlastnosti:
- sýtosť;
- orientácia;
- polarita a polarizovateľnosť.
kovalentná väzba(z latinského „s“ spoločne a „vales“ platné) sa uskutočňuje elektrónovým párom patriacim obom atómom. Vzniká medzi atómami nekovov.
Elektronegativita nekovov je pomerne veľká, takže počas chemickej interakcie dvoch nekovových atómov nie je možný úplný prenos elektrónov z jedného na druhý (ako v tomto prípade). V tomto prípade je potrebné vykonať združovanie elektrónov.
Ako príklad poďme diskutovať o interakcii atómov vodíka a chlóru:
H 1s 1 - jeden elektrón
Cl 1s 2 2s 2 2 p6 3 s2 3 p5 - sedem elektrónov vo vonkajšej úrovni
Každému z dvoch atómov chýba jeden elektrón, aby mali úplný vonkajší elektrónový obal. A každý z atómov prideľuje „na bežné použitie“ jeden elektrón. Tým je pravidlo oktetu splnené. Najlepší spôsob, ako to vyjadriť, sú Lewisove vzorce:
Tvorba kovalentnej väzby
Zdieľané elektróny teraz patria obom atómom. Atóm vodíka má dva elektróny (vlastný a spoločný elektrón atómu chlóru) a atóm chlóru má osem elektrónov (vlastný plus spoločný elektrón atómu vodíka). Tieto dva zdieľané elektróny tvoria kovalentnú väzbu medzi atómami vodíka a chlóru. Častica, ktorá vznikla spojením dvoch atómov, sa nazýva molekula.
Nepolárna kovalentná väzba
Medzi dvoma môže vzniknúť kovalentná väzba rovnaký atómov. Napríklad:
Tento diagram vysvetľuje, prečo vodík a chlór existujú ako dvojatómové molekuly. Vďaka párovaniu a socializácii dvoch elektrónov je možné splniť oktetové pravidlo pre oba atómy.
Okrem jednoduchých väzieb sa môže vytvoriť dvojitá alebo trojitá kovalentná väzba, ako napríklad v molekulách kyslíka O2 alebo dusíka N2. Každý atóm dusíka má päť valenčných elektrónov, takže na dokončenie obalu sú potrebné tri ďalšie elektróny. To sa dosiahne zdieľaním troch párov elektrónov, ako je uvedené nižšie:
Kovalentné zlúčeniny sú zvyčajne plyny, kvapaliny alebo relatívne nízkotopiace sa pevné látky. Jednou zo vzácnych výnimiek je diamant, ktorý sa topí nad 3 500 °C. Je to spôsobené štruktúrou diamantu, ktorý je súvislou mriežkou kovalentne viazaných atómov uhlíka, a nie súborom jednotlivých molekúl. V skutočnosti je každý diamantový kryštál, bez ohľadu na jeho veľkosť, jedna obrovská molekula.
Kovalentná väzba vzniká vtedy, keď sa elektróny dvoch nekovových atómov spoja. Výsledná štruktúra sa nazýva molekula.
Polárna kovalentná väzba
Vo väčšine prípadov majú dva kovalentne viazané atómy rôzne elektronegativita a zdieľané elektróny nepatria rovnako k dvom atómom. Väčšinou sú bližšie k jednému atómu ako k druhému. Napríklad v molekule chlorovodíka sú elektróny, ktoré tvoria kovalentnú väzbu, umiestnené bližšie k atómu chlóru, pretože jeho elektronegativita je vyššia ako elektronegativita vodíka. Rozdiel v schopnosti priťahovať elektróny však nie je taký veľký, aby došlo k úplnému prenosu elektrónu z atómu vodíka na atóm chlóru. Preto na väzbu medzi atómami vodíka a chlóru možno nazerať ako na kríženie medzi iónovou väzbou (úplný prenos elektrónov) a nepolárnou kovalentnou väzbou (symetrické usporiadanie páru elektrónov medzi dvoma atómami). Čiastočný náboj na atómoch sa označuje gréckym písmenom δ. Takéto spojenie je tzv polárny kovalentný a molekula chlorovodíka je polárna, to znamená, že má kladne nabitý koniec (atóm vodíka) a záporne nabitý koniec (atóm chlóru).
V tabuľke nižšie sú uvedené hlavné typy väzieb a príklady látok:
Mechanizmus výmeny a donor-akceptor tvorby kovalentnej väzby
1) Výmenný mechanizmus. Každý atóm prispieva jedným nepárovým elektrónom k spoločnému elektrónovému páru.
2) Donor-akceptorový mechanizmus. Jeden atóm (donor) poskytuje elektrónový pár a ďalší atóm (akceptor) poskytuje tomuto páru prázdny orbitál.
Zďaleka nie poslednú úlohu na chemickej úrovni organizácie sveta zohráva spôsob, akým sú štruktúrne častice spojené, prepojené. Prevažná väčšina jednoduchých látok, a to nekovov, má kovalentný nepolárny typ väzby, s výnimkou kovov v ich čistej forme majú špeciálny spôsob väzby, ktorý sa realizuje socializáciou voľných elektrónov v kryštálová mriežka.
Typy a príklady, ktoré budú uvedené nižšie, alebo skôr lokalizácia alebo čiastočné premiestnenie týchto väzieb na jedného z väzbových účastníkov, sa vysvetľuje práve elektronegatívnou charakteristikou jedného alebo druhého prvku. Posun nastáva na atóm, v ktorom je silnejší.
Kovalentná nepolárna väzba
„Vzorec“ kovalentnej nepolárnej väzby je jednoduchý – dva atómy rovnakej povahy spájajú elektróny svojich valenčných obalov do spoločného páru. Takáto dvojica sa nazýva zdieľaná, pretože rovnako patrí obom účastníkom väzby. Práve vďaka socializácii elektrónovej hustoty vo forme elektrónového páru prechádzajú atómy do stabilnejšieho stavu, keďže dotvárajú svoju vonkajšiu elektronickú úroveň a „oktet“ (alebo „dublet“ v prípade jednoduchá vodíková látka H 2, má jediný s-orbitál, na ktorého dokončenie sú potrebné dva elektróny) je stav vonkajšej hladiny, ku ktorej sa usilujú všetky atómy, keďže jej naplnenie zodpovedá stavu s minimálnou energiou.
Príklad nepolárnej kovalentnej väzby je v anorganickej a nech to znie akokoľvek zvláštne, ale aj v organická chémia To isté. Tento typ väzby je vlastný všetkým jednoduchým látkam - nekovom, okrem vzácnych plynov, pretože valenčná hladina atómu inertného plynu je už dokončená a má oktet elektrónov, čo znamená, že väzba s podobným netvorí zmysel a je ešte menej energeticky prospešný. V organických látkach sa nepolarita vyskytuje v jednotlivých molekulách určitej štruktúry a je podmienená.
kovalentná polárna väzba
Príklad nepolárnej kovalentnej väzby je obmedzený na niekoľko molekúl jednoduchej látky, zatiaľ čo dipólové zlúčeniny, v ktorých je hustota elektrónov čiastočne posunutá smerom k elektronegatívnejšiemu prvku, sú prevažnou väčšinou. Akákoľvek kombinácia atómov s rôznymi hodnotami elektronegativity dáva polárnu väzbu. Najmä väzby v organických látkach sú kovalentné polárne väzby. Niekedy sú polárne aj iónové, anorganické oxidy a v soliach a kyselinách prevláda iónový typ väzby.
Iónový typ zlúčenín sa niekedy považuje za extrémny prípad polárnej väzby. Ak je elektronegativita jedného z prvkov oveľa vyššia ako u druhého, elektrónový pár sa úplne posunie zo stredu väzby k nemu. Takto dochádza k separácii na ióny. Ten, kto vezme elektrónový pár, sa zmení na anión a získa záporný náboj, a ten, kto stratí elektrón, sa zmení na katión a stane sa pozitívnym.
Príklady anorganických látok s typom kovalentnej nepolárnej väzby
Látky s kovalentnou nepolárnou väzbou sú napríklad všetky binárne molekuly plynu: vodík (H - H), kyslík (O \u003d O), dusík (v jeho molekule sú 2 atómy spojené trojitou väzbou (N ≡ N)); kvapaliny a pevné látky: chlór (Cl - Cl), fluór (F - F), bróm (Br - Br), jód (I - I). Rovnako ako zložité látky pozostávajúce z atómov rôznych prvkov, ale so skutočnou rovnakou hodnotou elektronegativity, napríklad hydrid fosforu - PH 3.
Organické a nepolárne viazanie
Je jasné, že všetko je zložité. Vzniká otázka, ako môže existovať nepolárna väzba v komplexnej látke? Odpoveď je celkom jednoduchá, ak uvažujete trochu logicky. Ak sa hodnoty elektronegativity súvisiacich prvkov mierne líšia a netvoria sa v zlúčenine, možno takúto väzbu považovať za nepolárnu. Toto je presne situácia s uhlíkom a vodíkom: všetky väzby C - H v organických látkach sa považujú za nepolárne.
Príkladom nepolárnej kovalentnej väzby je molekula metánu, najjednoduchšia Pozostáva z jedného atómu uhlíka, ktorý je podľa svojej mocnosti spojený jednoduchými väzbami so štyrmi atómami vodíka. Molekula v skutočnosti nie je dipól, pretože v nej nie je žiadna lokalizácia nábojov, do určitej miery kvôli tetraedrickej štruktúre. Hustota elektrónov je rovnomerne rozložená.
Príklad nepolárnej kovalentnej väzby existuje zložitejší Organické zlúčeniny. Realizuje sa v dôsledku mezomérnych efektov, t.j. postupného stiahnutia elektrónovej hustoty, ktorá rýchlo mizne pozdĺž uhlíkového reťazca. Takže v molekule hexachlóretánu je väzba C - C nepolárna v dôsledku rovnomerného ťahania elektrónovej hustoty šiestimi atómami chlóru.
Iné typy spojení
Okrem kovalentnej väzby, ktorá sa mimochodom môže uskutočniť aj podľa mechanizmu donor-akceptor, existujú iónové, kovové a vodíkové väzby. Stručná charakteristika predposledné dva sú uvedené vyššie.
Vodíková väzba je medzimolekulárna elektrostatická interakcia, ktorá sa pozoruje, ak molekula obsahuje atóm vodíka a akýkoľvek iný, ktorý má nezdieľané elektrónové páry. Tento typ väzby je oveľa slabší ako ostatné, ale vzhľadom na to, že v látke môže vzniknúť veľa týchto väzieb, výrazne prispieva k vlastnostiam zlúčeniny.
