Legătura chimică covalentă, varietățile și mecanismele sale de formare. Caracteristicile legăturilor covalente (polaritatea și energia de legătură). Legătura ionică. Conexiune metalica. Legătura de hidrogen

Doctrina legăturii chimice formează baza întregii chimie teoretice.

O legătură chimică este înțeleasă ca interacțiunea atomilor care îi leagă în molecule, ioni, radicali și cristale.

Există patru tipuri de legături chimice: ionice, covalente, metalice și hidrogen.

Împărțirea legăturilor chimice în tipuri este condiționată, deoarece toate sunt caracterizate de o anumită unitate.

O legătură ionică poate fi considerată un caz extrem al unei legături covalente polare.

O legătură metalică combină interacțiunea covalentă a atomilor folosind electroni în comun și atracția electrostatică dintre acești electroni și ionii metalici.

Substanțelor le lipsesc adesea cazuri limitative de legătură chimică (sau legătură chimică pură).

De exemplu, fluorura de litiu $LiF$ este clasificată ca un compus ionic. De fapt, legătura din acesta este de 80%$ ionică și 20%$ covalentă. Prin urmare, este mai corect, evident, să vorbim despre gradul de polaritate (ionicitate) al unei legături chimice.

În seria de halogenuri de hidrogen $HF—HCl—HBr—HI—HAt$, gradul de polaritate a legăturii scade, deoarece diferența dintre valorile electronegativității atomilor de halogen și hidrogen scade, iar în hidrogenul astatin legătura devine aproape nepolar $(EO(H) = 2,1; EO(At) = 2,2)$.

Diferite tipuri de legături pot fi găsite în aceleași substanțe, de exemplu:

  1. in baze: intre atomii de oxigen si hidrogen din grupele hidroxo legatura este polara covalenta, iar intre metal si gruparea hidroxo este ionica;
  2. în sărurile acizilor care conţin oxigen: între atomul nemetal şi oxigenul reziduului acid - polar covalent, iar între metal şi restul acid - ionic;
  3. în săruri de amoniu, metilamoniu etc.: între atomii de azot și hidrogen - polar covalent, iar între ionii de amoniu sau de metilamoniu și restul acid - ionic;
  4. în peroxizii metalici (de exemplu, $Na_2O_2$), legătura dintre atomii de oxigen este covalentă nepolară, iar între metal și oxigen este ionică etc.

Diferite tipuri de conexiuni se pot transforma unele în altele:

— în timpul disocierii electrolitice a compuşilor covalenti în apă, legătura polară covalentă devine ionică;

- când metalele se evaporă, legătura metalică se transformă într-o legătură covalentă nepolară etc.

Motivul unității tuturor tipurilor și tipurilor de legături chimice este natura lor chimică identică - interacțiunea electron-nuclear. Formarea unei legături chimice este în orice caz rezultatul interacțiunii electron-nucleare a atomilor, însoțită de eliberarea de energie.

Metode de formare a legăturilor covalente. Caracteristicile unei legături covalente: lungimea legăturii și energia

O legătură chimică covalentă este o legătură formată între atomi prin formarea de perechi de electroni partajați.

Mecanismul de formare a unei astfel de legături poate fi schimbător sau donor-acceptor.

eu. Mecanism de schimb funcționează atunci când atomii formează perechi de electroni partajați prin combinarea electronilor neperechi.

1) $H_2$ - hidrogen:

Legătura apare ca urmare a formării unei perechi de electroni comune de către $s$-electroni ai atomilor de hidrogen (suprapunerea $s$-orbitali):

2) $HCl$ - acid clorhidric:

Legătura apare ca urmare a formării unei perechi de electroni comune de $s-$ și $p-$electroni (suprapunerea $s-p-$orbitali):

3) $Cl_2$: într-o moleculă de clor se formează o legătură covalentă datorită $p-$electronilor nepereche (suprapune $p-p-$orbitali):

4) $N_2$: într-o moleculă de azot se formează trei perechi de electroni comuni între atomi:

II. Mecanismul donor-acceptor educaţie legătură covalentă Să luăm în considerare exemplul ionului de amoniu $NH_4^+$.

Donatorul are o pereche de electroni, acceptorul are un orbital gol pe care această pereche îl poate ocupa. În ionul de amoniu, toate cele patru legături cu atomii de hidrogen sunt covalente: trei s-au format datorită creării de perechi de electroni comuni de către atomul de azot și atomii de hidrogen conform mecanismului de schimb, una - conform mecanismului donor-acceptator.

Legăturile covalente pot fi clasificate după modul în care se suprapun orbitalii electronilor, precum și prin deplasarea lor către unul dintre atomii legați.

Legăturile chimice formate ca urmare a suprapunerii orbitalilor electronilor de-a lungul unei linii de legătură se numesc $σ$ -legaturi (legaturi sigma). Legătura sigma este foarte puternică.

$p-$orbitalii se pot suprapune în două regiuni, formând o legătură covalentă datorită suprapunerii laterale:

Legături chimice formate ca urmare a suprapunerii „laterale” a orbitalilor de electroni în afara liniei de comunicație, adică în două zone se numesc $π$ -legaturi (pi-legaturi).

De gradul de deplasare perechile de electroni partajate de unul dintre atomii pe care îi leagă, poate fi o legătură covalentă polarŞi nepolar.

O legătură chimică covalentă formată între atomi cu aceeași electronegativitate se numește nepolar. Perechile de electroni nu sunt deplasate la niciunul dintre atomi, deoarece atomii au același EO - proprietatea de a atrage electroni de valență de la alți atomi. De exemplu:

aceste. moleculele de substanțe nemetalice simple se formează prin legături covalente nepolare. O legătură chimică covalentă între atomii elementelor a căror electronegativitate diferă se numește polar.

Lungimea și energia legăturilor covalente.

Caracteristică proprietățile legăturii covalente- lungimea și energia acestuia. Lungimea link-ului este distanța dintre nucleele atomilor. Cu cât lungimea unei legături chimice este mai mică, cu atât aceasta este mai puternică. Cu toate acestea, o măsură a puterii conexiunii este energie de legare, care este determinată de cantitatea de energie necesară pentru a rupe o legătură. Se măsoară de obicei în kJ/mol. Astfel, conform datelor experimentale, lungimile legăturilor moleculelor $H_2, Cl_2$ și $N_2$ sunt respectiv $0,074, 0,198$ și $0,109$ nm, iar energiile de legătură sunt, respectiv, $436, 242$ și $946$ kJ/mol.

Ioni. Legătura ionică

Să ne imaginăm că doi atomi „se întâlnesc”: un atom al unui metal din grupa I și un atom nemetal al grupului VII. Un atom de metal are un singur electron la nivelul său de energie exterior, în timp ce unui atom nemetal îi lipsește doar un electron pentru ca nivelul său exterior să fie complet.

Primul atom îi va oferi cu ușurință celui de-al doilea electronul său, care este departe de nucleu și slab legat de acesta, iar al doilea îi va oferi un loc liber la nivelul său electronic exterior.

Apoi atomul, lipsit de una dintre sarcinile sale negative, va deveni o particulă încărcată pozitiv, iar a doua se va transforma într-o particulă încărcată negativ datorită electronului rezultat. Astfel de particule sunt numite ionii.

Legătura chimică care are loc între ioni se numește ionică.

Să luăm în considerare formarea acestei legături folosind exemplul compusului binecunoscut clorură de sodiu (sare de masă):

Procesul de transformare a atomilor în ioni este descris în diagramă:

Această transformare a atomilor în ioni are loc întotdeauna în timpul interacțiunii atomilor de metale tipice și nemetale tipice.

Să luăm în considerare algoritmul (secvența) raționamentului atunci când înregistrăm formarea unei legături ionice, de exemplu, între atomii de calciu și clor:

Se numesc numerele care arată numărul de atomi sau molecule coeficienți, iar numerele care arată numărul de atomi sau ioni dintr-o moleculă sunt numite indici.

Conexiune metalica

Să ne familiarizăm cu modul în care atomii elementelor metalice interacționează între ei. De obicei, metalele nu există ca atomi izolați, ci sub formă de bucată, lingou sau produs metalic. Ce ține atomii de metal într-un singur volum?

Atomii majorității metalelor la nivel extern nu conțin număr mare electroni - $1, 2, 3$. Acești electroni sunt îndepărtați cu ușurință, iar atomii devin ioni pozitivi. Electronii detașați se deplasează de la un ion la altul, legându-i într-un singur întreg. Conectându-se cu ionii, acești electroni formează temporar atomi, apoi se desprind din nou și se combină cu un alt ion etc. În consecință, în volumul metalului, atomii sunt transformați continuu în ioni și invers.

Legătura metalelor dintre ioni prin electroni împărțiți se numește metalică.

Figura prezintă schematic structura unui fragment de sodiu metalic.

În acest caz, un număr mic de electroni împărtășiți leagă un număr mare de ioni și atomi.

Legătura metalică are unele asemănări cu legătura covalentă, deoarece se bazează pe împărțirea electronilor externi. Cu toate acestea, cu o legătură covalentă, electronii exteriori nepereche ai doar doi atomi vecini sunt împărțiți, în timp ce cu o legătură metalică, toți atomii iau parte la împărțirea acestor electroni. De aceea, cristalele cu o legătură covalentă sunt fragile, dar cu o legătură metalică, de regulă, sunt ductile, conductoare electric și au un luciu metalic.

Legătura metalică este caracteristică atât metalelor pure, cât și amestecurilor de diferite metale - aliaje în stare solidă și lichidă.

Legătura de hidrogen

O legătură chimică între atomii de hidrogen polarizați pozitiv ai unei molecule (sau o parte a acesteia) și atomii polarizați negativ ai elementelor puternic electronegative având perechi de electroni singuri ($F, O, N$ și mai rar $S$ și $Cl$) ai altei molecule (sau partea sa) se numește hidrogen.

Mecanismul de formare a legăturii de hidrogen este parțial electrostatic, parțial de natură donor-acceptor.

Exemple de legături de hidrogen intermoleculare:

În prezența unei astfel de conexiuni, chiar și substanțele cu molecularitate scăzută pot fi, în condiții normale, lichide (alcool, apă) sau gaze ușor lichefiate (amoniac, fluorură de hidrogen).

Substanțele cu legături de hidrogen au rețele moleculare de cristal.

Substanțe cu structură moleculară și nemoleculară. Tip de rețea cristalină. Dependența proprietăților substanțelor de compoziția și structura lor

Structura moleculară și nemoleculară a substanțelor

Nu atomii sau moleculele individuali intră în interacțiuni chimice, ci substanțele. În condiții date, o substanță poate fi în una din cele trei stări de agregare: solidă, lichidă sau gazoasă. Proprietățile unei substanțe depind și de natura legăturii chimice dintre particulele care o formează - molecule, atomi sau ioni. Pe baza tipului de legătură, se disting substanțele cu structură moleculară și nemoleculară.

Substanțele formate din molecule se numesc substanțe moleculare. Legăturile dintre moleculele din astfel de substanțe sunt foarte slabe, mult mai slabe decât între atomii din interiorul moleculei și chiar și la temperaturi relativ scăzute se rup - substanța se transformă în lichid și apoi în gaz (sublimarea iodului). Punctele de topire și de fierbere ale substanțelor formate din molecule cresc odată cu creșterea greutății moleculare.

LA substanțe moleculare includ substanțe cu structură atomică ($C, Si, Li, Na, K, Cu, Fe, W$), printre acestea se numără metale și nemetale.

Să luăm în considerare proprietăți fizice metale alcaline. Rezistența relativ scăzută a legăturii dintre atomi determină o rezistență mecanică scăzută: metalele alcaline sunt moi și pot fi tăiate cu ușurință cu un cuțit.

Dimensiunile atomice mari duc la densități scăzute ale metalelor alcaline: litiul, sodiul și potasiul sunt chiar mai ușoare decât apa. În grupul metalelor alcaline, punctele de fierbere și de topire scad odată cu creșterea numărului atomic al elementului, deoarece Dimensiunile atomilor cresc și legăturile slăbesc.

La substanțe nemoleculare structurile includ compuși ionici. Majoritatea compușilor metalelor cu nemetale au această structură: toate sărurile ($NaCl, K_2SO_4$), unele hidruri ($LiH$) și oxizi ($CaO, MgO, FeO$), baze ($NaOH, KOH$). Substanțele ionice (nemoleculare) au puncte de topire și de fierbere ridicate.

Grile de cristal

Materia, după cum se știe, poate exista în trei stări de agregare: gazos, lichid și solid.

Solide: amorfe și cristaline.

Să luăm în considerare modul în care caracteristicile legăturilor chimice influențează proprietățile solidelor. Solidele sunt împărțite în cristalinŞi amorf.

Substanțele amorfe nu au un punct de topire clar când sunt încălzite, se înmoaie treptat și se transformă într-o stare fluidă. De exemplu, plastilina și diverse rășini sunt într-o stare amorfă.

Substanțele cristaline se caracterizează prin aranjarea corectă a particulelor din care sunt compuse: atomi, molecule și ioni - în puncte strict definite din spațiu. Când aceste puncte sunt conectate prin linii drepte, se formează un cadru spațial, numit rețea cristalină. Punctele în care sunt localizate particulele de cristal se numesc noduri de rețea.

În funcție de tipul de particule situate la nodurile rețelei cristaline și de natura conexiunii dintre ele, se disting patru tipuri de rețele cristaline: ionic, atomic, molecularŞi metal.

Rețele cristaline ionice.

ionic se numesc rețele cristaline, în nodurile cărora se află ioni. Sunt formate din substanțe cu legături ionice, care pot lega atât ionii simpli $Na^(+), Cl^(-)$, cât și complexi $SO_4^(2−), OH^-$. În consecință, sărurile și unii oxizi și hidroxizi ai metalelor au rețele cristaline ionice. De exemplu, un cristal de clorură de sodiu este alternând ioni pozitivi $Na^+$ și negativi $Cl^-$, formând o rețea în formă de cub. Legăturile dintre ionii dintr-un astfel de cristal sunt foarte stabile. Prin urmare, substanțele cu o rețea ionică se caracterizează prin duritate și rezistență relativ ridicate, sunt refractare și nevolatile.

Rețele cristaline atomice.

Atomic se numesc rețele cristaline, în nodurile cărora se află atomi individuali. În astfel de rețele, atomii sunt legați între ei prin legături covalente foarte puternice. Un exemplu de substanțe cu acest tip de rețele cristaline este diamantul, una dintre modificările alotropice ale carbonului.

Majoritatea substanțelor cu o rețea cristalină atomică au puncte de topire foarte mari (de exemplu, pentru diamant este peste 3500°C), sunt puternice și dure și practic insolubile.

Rețele cristaline moleculare.

Molecular sunt numite rețele cristaline, în nodurile cărora se află molecule. Legăturile chimice din aceste molecule pot fi atât polare ($HCl, H_2O$) cât și nepolare ($N_2, O_2$). În ciuda faptului că atomii din interiorul moleculelor sunt legați prin legături covalente foarte puternice, între molecule înseși există forte slabe atracție intermoleculară. Prin urmare, substanțele cu rețele de cristal moleculare au duritate scăzută, puncte de topire scăzute și sunt volatile. Majoritatea compușilor organici solizi au rețele moleculare cristaline (naftalină, glucoză, zahăr).

Rețele de cristal metalice.

Substanțele cu legături metalice au rețele cristaline metalice. În locurile unor astfel de rețele există atomi și ioni (fie atomi, fie ioni, în care atomii de metal se transformă ușor, renunțând la electronii lor exteriori „pentru a uz comun"). Această structură internă a metalelor determină proprietățile fizice caracteristice ale acestora: maleabilitate, ductilitate, conductivitate electrică și termică, luciu metalic caracteristic.

.

Știți că atomii se pot combina între ei pentru a forma atât simple, cât și substanțe complexe. În acest caz, se formează diferite tipuri de legături chimice: ionice, covalente (nepolare și polare), metalice și hidrogen. Una dintre cele mai esențiale proprietăți ale atomilor elementelor care determină ce fel de legătură se formează între ei - ionică sau covalentă - Aceasta este electronegativitatea, adică. capacitatea atomilor dintr-un compus de a atrage electroni.

Condiţional cuantificare electronegativitatea este dată de scala de electronegativitate relativă.

În perioade, există o tendință generală de creștere a electronegativității elementelor, iar în grupuri - de scădere a acestora. Elementele sunt aranjate într-o serie în funcție de electronegativitatea lor, pe baza căreia se poate compara electronegativitatea elementelor situate în perioade diferite.

Tipul de legătură chimică depinde de cât de mare este diferența dintre valorile electronegativității atomilor de legătură ale elementelor. Cu cât atomii elementelor care formează legătura diferă mai mult în electronegativitate, cu atât legătura chimică este mai polară. Este imposibil să trasezi o graniță clară între tipurile de legături chimice. În majoritatea compușilor, tipul de legătură chimică este intermediar; de exemplu, o legătură chimică covalentă foarte polară este aproape de o legătură ionică. În funcție de care dintre cazurile limită, o legătură chimică este mai strânsă în natură, este clasificată fie ca legătură ionică, fie ca legătură polară covalentă.

Legătura ionică.

O legătură ionică se formează prin interacțiunea atomilor care diferă brusc unul de celălalt în ceea ce privește electronegativitatea. De exemplu, metalele tipice litiu (Li), sodiu (Na), potasiu (K), calciu (Ca), stronțiu (Sr), bariu (Ba) formează legături ionice cu nemetale tipice, în principal halogeni.

Pe lângă halogenurile de metale alcaline, se formează și legături ionice în compuși precum alcalii și sărurile. De exemplu, în hidroxid de sodiu (NaOH) și sulfat de sodiu (Na 2 SO 4) legăturile ionice există doar între atomii de sodiu și oxigen (legăturile rămase sunt covalente polare).

Legătura covalentă nepolară.

Când atomii cu aceeași electronegativitate interacționează, se formează molecule cu o legătură covalentă nepolară. O astfel de legătură există în moleculele următoarelor substanțe simple: H2, F2, Cl2, O2, N2. Legăturile chimice din aceste gaze se formează prin perechi de electroni partajate, adică. atunci când norii de electroni corespunzători se suprapun, datorită interacțiunii electron-nuclear, care apare atunci când atomii se apropie unul de celălalt.

Atunci când compuneți formule electronice ale substanțelor, trebuie amintit că fiecare pereche de electroni comună este o imagine convențională a densității electronice crescute care rezultă din suprapunerea norilor de electroni corespunzători.

Legătură polară covalentă.

Când atomii interacționează, ale căror valori de electronegativitate diferă, dar nu foarte mult, perechea de electroni comună se schimbă la un atom mai electronegativ. Acesta este cel mai comun tip de legătură chimică, găsit atât în ​​compușii anorganici, cât și în cei organici.

Legăturile covalente includ, de asemenea, pe deplin acele legături care sunt formate printr-un mecanism donor-acceptor, de exemplu în ionii de hidroniu și amoniu.

Conexiune metalica.


Legătura care se formează ca urmare a interacțiunii electronilor relativ liberi cu ionii metalici se numește legătură metalică. Acest tip de legătură este caracteristic substanțelor simple - metale.

Esența procesului de formare a legăturilor metalice este următoarea: atomii de metal renunță cu ușurință la electronii de valență și se transformă în ioni încărcați pozitiv. Electronii relativ liberi, desprinși de atom, se mișcă între ionii metalici pozitivi. Între ele ia naștere o legătură metalică, adică electronii, parcă, cimentează ionii pozitivi ai rețelei cristaline a metalelor.

Legătura de hidrogen.


O legătură care se formează între atomii de hidrogen ai unei molecule și un atom al unui element puternic electronegativ(O,N,F) o altă moleculă se numește legătură de hidrogen.

Poate apărea întrebarea: de ce hidrogenul formează o legătură chimică atât de specifică?

Acest lucru se explică prin faptul că raza atomică a hidrogenului este foarte mică. În plus, atunci când înlocuiește sau donează complet singurul său electron, hidrogenul capătă o sarcină pozitivă relativ mare, datorită căreia hidrogenul unei molecule interacționează cu atomii elementelor electronegative care au o sarcină negativă parțială care intră în compoziția altor molecule (HF). , H20, NH3).

Să ne uităm la câteva exemple. De obicei, descriem compoziția apei formula chimica H 2 O. Cu toate acestea, acest lucru nu este în întregime exact. Ar fi mai corect să denotăm compoziția apei prin formula (H 2 O)n, unde n = 2,3,4 etc. Acest lucru se explică prin faptul că moleculele individuale de apă sunt conectate între ele prin legături de hidrogen. .

Legăturile de hidrogen sunt de obicei notate cu puncte. Este mult mai slab decât legăturile ionice sau covalente, dar mai puternic decât interacțiunile intermoleculare obișnuite.

Prezența legăturilor de hidrogen explică creșterea volumului apei cu scăderea temperaturii. Acest lucru se datorează faptului că, pe măsură ce temperatura scade, moleculele devin mai puternice și, prin urmare, densitatea „ambalajului” lor scade.

Când studiem chimia organică, a apărut următoarea întrebare: de ce punctele de fierbere ale alcoolilor sunt mult mai mari decât hidrocarburile corespunzătoare? Acest lucru se explică prin faptul că între moleculele de alcool se formează și legături de hidrogen.

O creștere a punctului de fierbere al alcoolilor are loc și datorită măririi moleculelor acestora.

Legăturile de hidrogen sunt, de asemenea, caracteristice multor alți compuși organici (fenoli, acizi carboxilici etc.). De la cursuri de chimie organică și biologie generalăȘtiți că prezența unei legături de hidrogen explică structura secundară a proteinelor, structura dublei helix a ADN-ului, adică fenomenul de complementaritate.

Orice interacțiune între atomi este posibilă numai dacă există o legătură chimică. O astfel de conexiune este motivul formării unui sistem poliatomic stabil - un ion molecular, o moleculă, o rețea cristalină. O legătură chimică puternică necesită multă energie pentru a se rupe, motiv pentru care este cantitatea de bază pentru măsurarea rezistenței legăturii.

Condiții pentru formarea unei legături chimice

Formarea unei legături chimice este întotdeauna însoțită de eliberarea de energie. Acest proces are loc din cauza unei scăderi energie potenţială sisteme de particule care interacționează - molecule, ioni, atomi. Energia potențială a sistemului rezultat de elemente care interacționează este întotdeauna mai mică decât energia particulelor care ies nelegate. Astfel, baza pentru apariția unei legături chimice într-un sistem este scăderea energiei potențiale a elementelor sale.

Natura interacțiunii chimice

O legătură chimică este o consecință a interacțiunii câmpurilor electromagnetice care apar în jurul electronilor și nucleelor ​​atomice ale acelor substanțe care participă la formarea unei noi molecule sau cristale. După descoperirea teoriei structurii atomice, natura acestei interacțiuni a devenit mai accesibilă pentru studiu.

Pentru prima dată ideea de natura electrica legarea chimică a apărut cu fizicianul englez G. Davy, care a sugerat că moleculele se formează datorită atracției electrice a particulelor încărcate opus. Această idee l-a interesat pe chimistul și naturistul suedez I.Ya. Bercellius, care a dezvoltat teoria electrochimică a apariției legăturilor chimice.

Prima teorie care explică procesele interacțiune chimică substanțe, era imperfect și, în timp, a trebuit abandonat.

teoria lui Butlerov

O încercare mai reușită de a explica natura legăturii chimice a substanțelor a fost făcută de omul de știință rus A.M. Acest om de știință și-a bazat teoria pe următoarele ipoteze:

  • Atomii în stare de legătură sunt legați între ei într-o anumită ordine. O schimbare în această ordine determină formarea unei noi substanțe.
  • Atomii se leagă între ei conform legilor valenței.
  • Proprietățile unei substanțe depind de ordinea conexiunii atomilor din molecula substanței. Un aranjament diferit determină o modificare a proprietăților chimice ale substanței.
  • Atomii legați între ei se influențează cel mai puternic unul pe altul.

Teoria lui Butlerov a explicat proprietățile chimicale nu numai prin compoziţia lor, ci şi prin ordinea de aranjare a atomilor. Acest ordin intern al lui A.M. Butlerov a numit-o „structură chimică”.

Teoria omului de știință rus a făcut posibilă restabilirea ordinii în clasificarea substanțelor și a oferit posibilitatea de a determina structura moleculelor prin lor. proprietăți chimice. Teoria a răspuns și la întrebarea: de ce moleculele care conțin același număr de atomi au proprietăți chimice diferite.

Condiții preliminare pentru crearea teoriilor legate de legături chimice

În teoria lui structura chimica Butlerov nu a abordat problema ce este o legătură chimică. Erau prea puține date disponibile pentru asta atunci. structura internă substante. Abia după descoperirea modelului planetar al atomului, omul de știință american Lewis a început să dezvolte ipoteza că o legătură chimică ia naștere prin formarea unei perechi de electroni care aparține simultan la doi atomi. Ulterior, această idee a devenit fundamentul dezvoltării teoriei legăturilor covalente.

Legătură chimică covalentă

Durabil compus chimic se poate forma atunci când norii de electroni ai doi atomi vecini se suprapun. Rezultatul unei astfel de intersecții reciproce este o densitate de electroni în creștere în spațiul internuclear. Nucleele atomilor, după cum știm, sunt încărcate pozitiv și, prin urmare, încearcă să fie atrase cât mai aproape de norul de electroni încărcat negativ. Această atracție este mult mai puternică decât forțele de respingere dintre două nuclee încărcate pozitiv, astfel încât această legătură este stabilă.

Calculele legăturilor chimice au fost efectuate pentru prima dată de chimiștii Heitler și Londra. Ei au examinat legătura dintre doi atomi de hidrogen. Cea mai simplă reprezentare vizuală a acesteia ar putea arăta astfel:

După cum puteți vedea, perechea de electroni ocupă un loc cuantic în ambii atomi de hidrogen. Acest aranjament în două centre de electroni se numește „legătură chimică covalentă”. Legăturile covalente sunt tipice moleculelor de substanțe simple și compușilor lor nemetalici. Substanțele create prin legături covalente de obicei nu conduc curent electric sau sunt semiconductori.

Legătura ionică

O legătură chimică ionică are loc atunci când doi ioni încărcați opus se atrag unul pe celălalt. Ionii pot fi simpli, constând dintr-un atom al unei substanțe. În compușii de acest tip, ionii simpli sunt cel mai adesea atomi de metal încărcați pozitiv din grupele 1 și 2 care și-au pierdut electronii. Formarea ionilor negativi este inerentă atomilor nemetalelor tipice și bazelor lor acide. Prin urmare, printre compușii ionici tipici există multe halogenuri de metale alcaline, cum ar fi CsF, NaCl și altele.

Spre deosebire de o legătură covalentă, un ion nu este saturat: un număr variabil de ioni încărcați opus se pot alătura unui ion sau grup de ioni. Numărul de particule atașate este limitat doar de dimensiunile liniare ale ionilor care interacționează, precum și de condiția în care forțele atractive ale ionilor încărcați opus trebuie să fie mai mari decât forțele de respingere ale particulelor încărcate egal care participă la compusul de tip ionic.

Legătura de hidrogen

Chiar înainte de crearea teoriei structurii chimice, s-a observat experimental că compușii de hidrogen cu diferite nemetale au proprietăți oarecum neobișnuite. De exemplu, punctele de fierbere ale fluorurii de hidrogen și ale apei sunt mult mai mari decât ar fi de așteptat.

Acestea și alte caracteristici ale compușilor cu hidrogen pot fi explicate prin capacitatea atomului de H + de a forma o altă legătură chimică. Acest tip de conexiune se numește „legătură de hidrogen”. Motivele apariției unei legături de hidrogen se află în proprietățile forțelor electrostatice. De exemplu, într-o moleculă de fluorură de hidrogen, norul total de electroni este deplasat atât de mult către fluor încât spațiul din jurul unui atom al acestei substanțe este saturat cu negativ câmp electric. În jurul unui atom de hidrogen, lipsit de unicul său electron, câmpul este mult mai slab și are o sarcină pozitivă. Ca rezultat, apare o relație suplimentară între câmpurile pozitive ale norilor de electroni H + și negative F - .

Legătura chimică a metalelor

Atomii tuturor metalelor sunt localizați în spațiu într-un anumit fel. Aranjamentul atomilor de metal se numește rețea cristalină. În acest caz, electronii diferiților atomi interacționează slab între ei, formând un nor de electroni comun. Acest tip de interacțiune între atomi și electroni se numește „legătură metalică”.

Este mișcarea liberă a electronilor în metale care poate explica proprietățile fizice ale substanțelor metalice: conductivitate electrică, conductivitate termică, rezistență, fuzibilitate și altele.

3.3.1 Legătură covalentă este o legătură cu doi centre, doi electroni, formată din cauza suprapunerii norilor de electroni care poartă electroni nepereche cu spini antiparaleli. De regulă, se formează între atomii unui element chimic.

Se caracterizează cantitativ prin valență. Valența elementului - aceasta este capacitatea sa de a forma un anumit număr de legături chimice datorită electronilor liberi aflați în banda de valență atomică.

O legătură covalentă este formată numai de o pereche de electroni situată între atomi. Se numește pereche divizată. Perechile de electroni rămase sunt numite perechi singure. Ele umplu cojile și nu participă la legare. Legătura dintre atomi poate fi realizată nu numai de unul, ci și de două și chiar trei perechi divizate. Se numesc astfel de conexiuni dubla etc roi - conexiuni multiple.

3.3.1.1 Legătură covalentă nepolară. O legătură realizată prin formarea de perechi de electroni care aparțin în mod egal ambilor atomi se numește covalent nepolar. Are loc între atomi cu electronegativitate practic egală (0,4 > ΔEO > 0) și, prin urmare, o distribuție uniformă a densității electronice între nucleele atomilor din moleculele homonucleare. De exemplu, H2, O2, N2, Cl2 etc. Momentul dipolar al unor astfel de legături este zero. Legătura CH în hidrocarburile saturate (de exemplu, în CH 4) este considerată practic nepolară, deoarece AEO = 2,5 (C) - 2,1 (H) = 0,4.

3.3.1.2 Legătură polară covalentă. Dacă o moleculă este formată din doi atomi diferiți, atunci zona de suprapunere a norilor de electroni (orbitali) se deplasează către unul dintre atomi și o astfel de legătură se numește polar . Cu o astfel de legătură, probabilitatea de a găsi electroni în apropierea nucleului unuia dintre atomi este mai mare. De exemplu, HCI, H2S, PH3.

Legătură covalentă polară (nesimetrică). - legătura între atomi cu electronegativitate diferită (2 > ΔEO > 0,4) și distribuția asimetrică a perechii de electroni comuni. De obicei, se formează între două nemetale.

Densitatea de electroni a unei astfel de legături este deplasată către un atom mai electronegativ, ceea ce duce la apariția unei sarcini negative parțiale (delta minus) pe acesta, iar o sarcină parțială pozitivă (delta plus) pe cea mai mică. atom electronegativ.

C ?  .

Direcția deplasării electronilor este, de asemenea, indicată printr-o săgeată:

CCl, CO, CN, OH, CMg.

Cu cât diferența de electronegativitate a atomilor legați este mai mare, cu atât polaritatea legăturii este mai mare și momentul dipol al acesteia este mai mare. Forțe de atracție suplimentare acționează între sarcinile parțiale de semn opus. Prin urmare, cu cât legătura este mai polară, cu atât este mai puternică.

Cu excepţia polarizabilitate legătură covalentă are proprietatea saturaţie – capacitatea unui atom de a forma atâtea legături covalente câte are la dispoziție energetică orbitali atomici. A treia proprietate a unei legături covalente este ea direcţie.

3.3.2 Legături ionice. Forța motrice din spatele formării sale este aceeași dorință a atomilor pentru învelișul octet. Dar, în unele cazuri, un astfel de înveliș „octet” poate apărea numai atunci când electronii sunt transferați de la un atom la altul. Prin urmare, de regulă, se formează o legătură ionică între un metal și un nemetal.

Luați în considerare, ca exemplu, reacția dintre atomii de sodiu (3s 1) și fluor (2s 2 3s 5). Diferența de electronegativitate în compusul NaF

EO = 4,0 - 0,93 = 3,07

Sodiul, după ce a dat electronul său 3s 1 fluorului, devine un ion Na + și rămâne cu o înveliș umplută 2s 2 2p 6, care corespunde configurației electronice a atomului de neon. Exact la fel configuratie electronica dobândește fluor prin acceptarea unui electron donat de sodiu. Ca rezultat, forțele electrostatice de atracție apar între ionii încărcați opus.

Legătura ionică – un caz extrem de legătură covalentă polară, bazat pe atracția electrostatică a ionilor. O astfel de legătură apare atunci când există o mare diferență în electronegativitatea atomilor legați (EO > 2), când un atom mai puțin electronegativ renunță aproape complet la electronii de valență și se transformă într-un cation, iar un alt atom, mai electronegativ, se atașează aceşti electroni şi devine un anion. Interacțiunea ionilor de semn opus nu depinde de direcție, iar forțele Coulomb nu au proprietatea de saturație. Datorită acestui fapt legătură ionică nu are spatial se concentreze Şi saturaţie , deoarece fiecare ion este asociat cu un anumit număr de contraioni (număr de coordonare ionică). Prin urmare, compușii cu legături ionice nu au o structură moleculară și sunt substanțe solide care formează rețele cristaline ionice, cu puncte de topire și de fierbere ridicate, sunt foarte polari, adesea asemănătoare sărurilor, în solutii apoase conductiv electric. De exemplu, MgS, NaCI, A2O3. Practic nu există compuși cu legături pur ionice, deoarece o anumită cantitate de covalență rămâne întotdeauna datorită faptului că nu se observă un transfer complet al unui electron la alt atom; în cele mai „ionice” substanțe, proporția ionicității legăturilor nu depășește 90%. De exemplu, în NaF polarizarea legăturii este de aproximativ 80%.

În compușii organici, legăturile ionice sunt destul de rare, deoarece Un atom de carbon nu tinde nici să piardă, nici să câștige electroni pentru a forma ioni.

Valenţă elementele din compușii cu legături ionice sunt foarte des caracterizate starea de oxidare , care, la rândul său, corespunde valorii de încărcare a ionului elementului dintr-un compus dat.

Stare de oxidare - aceasta este o sarcină condiționată pe care un atom o dobândește ca urmare a redistribuirii densității electronilor. Cantitativ, se caracterizează prin numărul de electroni deplasați de la un element mai puțin electronegativ la unul mai electronegativ. Din elementul care a cedat electronii se formează un ion încărcat pozitiv, iar din elementul care a acceptat acești electroni se formează un ion negativ.

Elementul situat în cea mai mare stare de oxidare (pozitiv maxim), a renunțat deja la toți electronii de valență aflați în AVZ. Și deoarece numărul lor este determinat de numărul grupului în care se află elementul, atunci cea mai mare stare de oxidare pentru majoritatea elementelor și vor fi egale numărul grupului . Referitor la cea mai scăzută stare de oxidare (maximum negativ), atunci apare în timpul formării unei învelișuri de opt electroni, adică în cazul în care AVZ este complet umplut. Pentru nemetale se calculează prin formula Numărul grupului - 8 . Pentru metale egal cu zero , deoarece nu pot accepta electroni.

De exemplu, AVZ a sulfului are forma: 3s 2 3p 4. Dacă un atom renunță la toți electronii săi (șase), va dobândi cea mai mare stare de oxidare +6 , egal cu numărul grupului VI , dacă sunt necesare cele două necesare pentru a finaliza învelișul stabil, acesta va dobândi cea mai scăzută stare de oxidare –2 , egal cu Numărul grupului – 8 = 6 – 8= –2.

3.3.3 Legături metalice. Majoritatea metalelor au o serie de proprietăți care sunt de natură generală și diferă de proprietățile altor substanțe. Astfel de proprietăți sunt temperaturi de topire relativ ridicate, capacitatea de a reflecta lumina și conductivitate termică și electrică ridicată. Aceste caracteristici se explică prin existența unui tip special de interacțiune în metale – conexiune metalica.

În conformitate cu poziția lor în tabelul periodic, atomii de metal au un număr mic de electroni de valență, care sunt destul de slab legați de nucleele lor și pot fi ușor detașați de ei. Ca urmare, în rețeaua cristalină a metalului apar ioni încărcați pozitiv, localizați în anumite poziții ale rețelei cristaline, și un număr mare de electroni delocalizați (liberi), mișcându-se relativ liber în câmpul centrilor pozitivi și comunicând între toate metalele. atomi datorita atractiei electrostatice.

Aceasta este o diferență importantă între legăturile metalice și legăturile covalente, care au o orientare strictă în spațiu. Forțele de legătură în metale nu sunt localizate sau direcționate, iar electronii liberi care formează un „gaz de electroni” provoacă o conductivitate termică și electrică ridicată. Prin urmare, în acest caz, este imposibil să vorbim despre direcția legăturilor, deoarece electronii de valență sunt distribuiți aproape uniform în întregul cristal. Acesta este ceea ce explică, de exemplu, plasticitatea metalelor, adică posibilitatea deplasării ionilor și atomilor în orice direcție.

3.3.4 Legătura donor-acceptor. Pe lângă mecanismul de formare a legăturilor covalente, conform căruia o pereche de electroni partajată ia naștere din interacțiunea a doi electroni, există și un mecanism donor-acceptor . Constă în faptul că o legătură covalentă se formează ca urmare a tranziției unei perechi de electroni (singurate) deja existente. donator (furnizor de electroni) pentru uzul comun al donatorului și acceptor (furnizor de orbital atomic liber).

Odată format, nu este diferit de covalent. Mecanismul donor-acceptor este bine ilustrat de schema de formare a unui ion de amoniu (Figura 9) (asteriscurile indică electronii nivelului exterior al atomului de azot):

Figura 9 - Schema de formare a ionului de amoniu

Formula electronică a ABZ a atomului de azot este 2s 2 2p 3, adică are trei electroni neperechi care intră într-o legătură covalentă cu trei atomi de hidrogen (1s 1), fiecare având câte un electron de valență. În acest caz, se formează o moleculă de amoniac NH 3, în care perechea de electroni singuri de azot este reținută. Dacă un proton de hidrogen (1s 0), care nu are electroni, se apropie de această moleculă, atunci azotul își va transfera perechea de electroni (donator) către acest orbital atomic de hidrogen (acceptor), rezultând formarea unui ion de amoniu. În acesta, fiecare atom de hidrogen este conectat la un atom de azot printr-o pereche de electroni comună, dintre care unul este implementat printr-un mecanism donor-acceptor. Este important să rețineți că Conexiuni H-N, formate prin mecanisme diferite, nu au nicio diferență de proprietăți. Acest fenomen se datorează faptului că, în momentul formării legăturii, orbitalii electronilor 2s și 2p ai atomului de azot își schimbă forma. Ca urmare, apar patru orbitali de exact aceeași formă.

Donatorii sunt de obicei atomi cu un număr mare de electroni, dar cu un număr mic de electroni nepereche. Pentru elementele din perioada II, pe lângă atomul de azot, o astfel de posibilitate este disponibilă pentru oxigen (două perechi singure) și fluor (trei perechi singure). De exemplu, ionul de hidrogen H + din soluțiile apoase nu este niciodată în stare liberă, deoarece ionul de hidroniu H 3 O + este întotdeauna format din moleculele de apă H 2 O, iar ionul de hidroniu este prezent în toate soluțiile apoase , deși pentru ușurința scrierii se păstrează simbolul H+.

3.3.5 Legătura de hidrogen. Un atom de hidrogen asociat cu un element puternic electronegativ (azot, oxigen, fluor etc.), care „trage” o pereche de electroni comună asupra lui, suferă o lipsă de electroni și capătă o sarcină pozitivă eficientă. Prin urmare, este capabil să interacționeze cu perechea singură de electroni a altui atom electronegativ (care capătă o sarcină negativă efectivă) a aceluiași (legătură intramoleculară) sau a unei alte molecule (legătură intermoleculară). Ca urmare, apare legătură de hidrogen , care este indicat grafic prin puncte:

Această legătură este mult mai slabă decât alte legături chimice (energia formării sale este 10 – 40 kJ/mol) și are în principal un caracter parțial electrostatic, parțial donor-acceptor.

Legătura de hidrogen joacă un rol extrem de important în macromoleculele biologice, cum ar fi compuși anorganici precum H2O, H2F2, NH3. De exemplu, legăturile O-H din H2O sunt vizibil polar în natură, cu un exces de sarcină negativă – pe atomul de oxigen. Atomul de hidrogen, dimpotrivă, capătă o mică sarcină pozitivă  + și poate interacționa cu perechile singure de electroni ai atomului de oxigen al unei molecule de apă învecinate.

Interacțiunea dintre moleculele de apă se dovedește a fi destul de puternică, astfel încât chiar și în vaporii de apă există dimeri și trimeri ai compoziției (H 2 O) 2, (H 2 O) 3 etc. În soluții, lanțuri lungi de asociați de acest tip poate apărea:

deoarece atomul de oxigen are două perechi singure de electroni.

Prezența legăturilor de hidrogen explică temperaturile ridicate de fierbere ale apei, alcoolilor și acizilor carboxilici. Datorită legăturilor de hidrogen, apa se caracterizează prin temperaturi atât de ridicate de topire și fierbere în comparație cu H 2 E (E = S, Se, Te). Dacă nu ar exista legături de hidrogen, atunci apa s-ar topi la –100 °C și ar fierbe la –80 °C. Cazuri tipice de asociere sunt observate pentru alcooli si acizi organici.

Legăturile de hidrogen pot apărea atât între diferite molecule, cât și în interiorul unei molecule, dacă această moleculă conține grupuri cu abilități de donor și acceptor. De exemplu, legăturile de hidrogen intramoleculare joacă rolul principal în formarea lanțurilor peptidice, care determină structura proteinelor. Legăturile H afectează proprietățile fizice și chimice ale unei substanțe.

Atomii altor elemente nu formează legături de hidrogen , deoarece forțele de atracție electrostatică ale capetelor opuse ale dipolilor legăturilor polare (O-H, N-H etc.) sunt destul de slabe și acționează doar la distanțe scurte. Hidrogenul, având cea mai mică rază atomică, permite unor astfel de dipoli să se apropie atât de mult încât forțele de atractivitate devin vizibile. Niciun alt element cu o rază atomică mare nu este capabil să formeze astfel de legături.

3.3.6 Forțe de interacțiune intermoleculară (forțe van der Waals). În 1873, omul de știință olandez I. Van der Waals a sugerat că există forțe care provoacă atracție între molecule. Aceste forțe au fost mai târziu numite forțe van der Waals – cel mai universal tip de legătură intermoleculară. Energia legăturii van der Waals este mai mică decât legătura de hidrogen și se ridică la 2-20 kJ/∙mol.

În funcție de metoda de apariție, forțele sunt împărțite în:

1) orientativ (dipol-dipol sau ion-dipol) - apar între molecule polare sau între ioni și molecule polare. Pe măsură ce moleculele polare se apropie unele de altele, ele se orientează astfel încât partea pozitivă a unui dipol să fie orientată spre partea negativă a celuilalt dipol (Figura 10).

Figura 10 - Interacțiunea de orientare

2) inducție (dipol - dipol indus sau ion - dipol indus) - apar între molecule sau ioni polari și molecule nepolare, dar capabile de polarizare. Dipolii pot afecta moleculele nepolare, transformându-le în dipoli indicați (induși). (Figura 11).

Figura 11 - Interacțiune inductivă

3) dispersive (dipol indus - dipol indus) - apar între molecule nepolare capabile de polarizare. Fluctuațiile densității electrice apar în orice moleculă sau atom de gaz nobil, rezultând dipoli instantanei, care la rândul lor induc dipoli instantanei în moleculele vecine. Mișcarea dipolilor instantanei devine consistentă, apariția și dezintegrarea lor au loc sincron. Ca urmare a interacțiunii dipolilor instantanei, energia sistemului scade (Figura 12).

Figura 12 - Interacțiunea dispersiei

Atomii majorității elementelor nu există separat, deoarece pot interacționa între ei. Această interacțiune produce particule mai complexe.

Natura unei legături chimice este acțiunea forțelor electrostatice, care sunt forțele de interacțiune dintre sarcinile electrice. Electronii și nucleele atomice au astfel de sarcini.

Electronii aflați la nivelurile electronice exterioare (electronii de valență), fiind cei mai îndepărtați de nucleu, interacționează cu acesta cel mai slab și, prin urmare, sunt capabili să se desprindă de nucleu. Ei sunt responsabili pentru legarea atomilor între ei.

Tipuri de interacțiuni în chimie

Tipurile de legături chimice pot fi prezentate în următorul tabel:

Caracteristicile legăturii ionice

Reacție chimică care are loc din cauza atracție ionică având sarcini diferite se numește ionic. Acest lucru se întâmplă dacă atomii care sunt legați au o diferență semnificativă de electronegativitate (adică capacitatea de a atrage electroni) și perechea de electroni merge la elementul mai electronegativ. Rezultatul acestui transfer de electroni de la un atom la altul este formarea de particule încărcate - ioni. Între ei apare o atracție.

Au cei mai mici indici de electronegativitate metale tipice, iar cele mai mari sunt nemetale tipice. Ionii sunt astfel formați prin interacțiunea dintre metalele tipice și nemetalele tipice.

Atomii de metal devin ioni încărcați pozitiv (cationi), donând electroni la nivelurile lor exterioare de electroni, iar nemetalele acceptă electroni, transformându-se astfel în încărcat negativ ioni (anioni).

Atomii se mută într-o stare mai stabilă stare energetică, completându-și configurațiile electronice.

Legătura ionică este nedirecțională și nesaturabilă, deoarece interacțiunea electrostatică are loc în toate direcțiile, ionul poate atrage ioni de semn opus în toate direcțiile;

Dispunerea ionilor este astfel încât în ​​jurul fiecăruia există un anumit număr de ioni încărcați opus. Conceptul de „moleculă” pentru compuși ionici nu are sens.

Exemple de educație

Formarea unei legături în clorura de sodiu (nacl) se datorează transferului unui electron de la atomul de Na la atomul de Cl pentru a forma ionii corespunzători:

Na 0 - 1 e = Na + (cation)

Cl 0 + 1 e = Cl - (anion)

În clorura de sodiu, există șase anioni de clorură în jurul cationilor de sodiu și șase ioni de sodiu în jurul fiecărui ion de clorură.

Când se formează interacțiunea între atomi din sulfura de bariu, au loc următoarele procese:

Ba 0 - 2 e = Ba 2+

S 0 + 2 e = S 2-

Ba donează cei doi electroni ai săi sulfului, rezultând formarea de anioni de sulf S 2- și cationi de bariu Ba 2+.

Legături metalice chimice

Numărul de electroni din nivelurile exterioare de energie ale metalelor este mic; acestea sunt ușor separate de nucleu. În urma acestei detașări, se formează ioni metalici și electroni liberi. Acești electroni sunt numiți „gazul de electroni”. Electronii se mișcă liber în volumul metalului și sunt legați și separați în mod constant de atomi.

Structura substanței metalice este următoarea: rețea cristalină este scheletul materiei, iar între nodurile sale electronii se pot mișca liber.

Se pot da următoarele exemple:

Mg - 2e<->Mg 2+

Cs-e<->Cs+

Ca - 2e<->Ca2+

Fe-3e<->Fe 3+

Covalent: polar și nepolar

Cel mai comun tip de interacțiune chimică este o legătură covalentă. Valorile electronegativității elementelor care interacționează nu diferă brusc, prin urmare, are loc doar o schimbare a perechii de electroni comune la un atom mai electronegativ.

Interacțiunile covalente pot fi formate printr-un mecanism de schimb sau un mecanism donor-acceptor.

Mecanismul de schimb se realizează dacă fiecare dintre atomi are electroni nepereche la nivelurile electronice exterioare și suprapunerea orbitalilor atomici duce la apariția unei perechi de electroni care aparține deja ambilor atomi. Când unul dintre atomi are o pereche de electroni la nivelul electronic exterior, iar celălalt are un orbital liber, atunci când orbitalii atomici se suprapun, perechea de electroni este împărțită și interacționează conform mecanismului donor-acceptor.

Cele covalente sunt împărțite prin multiplicitate în:

  • simplu sau singur;
  • dubla;
  • triple.

Cele duble asigură partajarea a două perechi de electroni simultan, iar cele triple - trei.

În funcție de distribuția densității electronilor (polarității) între atomii legați, o legătură covalentă este împărțită în:

  • nepolar;
  • polar.

O legătură nepolară este formată din atomi identici, iar o legătură polară este formată prin electronegativitate diferită.

Interacțiunea atomilor cu electronegativitate similară se numește legătură nepolară. Perechea comună de electroni dintr-o astfel de moleculă nu este atrasă de niciunul dintre atomi, ci aparține în mod egal ambilor.

Interacțiunea elementelor care diferă în electronegativitate duce la formarea de legături polare. În acest tip de interacțiune, perechile de electroni partajate sunt atrase de elementul mai electronegativ, dar nu sunt transferate complet la acesta (adică nu are loc formarea ionilor). Ca urmare a acestei schimbări a densității electronilor, pe atomi apar sarcini parțiale: cu cât cel mai electronegativ are o sarcină negativă, iar cel mai puțin electronegativ are o sarcină pozitivă.

Proprietăți și caracteristici ale covalenței

Principalele caracteristici ale unei legături covalente:

  • Lungimea este determinată de distanța dintre nucleele atomilor care interacționează.
  • Polaritatea este determinată de deplasarea norului de electroni către unul dintre atomi.
  • Direcționalitatea este proprietatea de a forma legături orientate în spațiu și, în consecință, molecule având anumite forme geometrice.
  • Saturația este determinată de capacitatea de a forma un număr limitat de legături.
  • Polarizabilitatea este determinată de capacitatea de a schimba polaritatea sub influența unui câmp electric extern.
  • Energia necesară pentru a rupe o legătură determină rezistența acesteia.

Un exemplu de interacțiune covalentă nepolară pot fi moleculele de hidrogen (H2), clor (Cl2), oxigen (O2), azot (N2) și multe altele.

H· + ·H → Molecula H-H are o singură legătură nepolară,

O: + :O → O=O molecula are un dublu nepolar,

Ṅ: + Ṅ: → N≡N molecula este triplu nepolară.

Ca exemple de legături covalente elemente chimice putem cita molecule de dioxid de carbon (CO2) și monoxid de carbon (CO), hidrogen sulfurat (H2S), acid clorhidric(HCL), apă (H2O), metan (CH4), oxid de sulf (SO2) și multe altele.

În molecula de CO2, relația dintre atomii de carbon și oxigen este polară covalentă, deoarece hidrogenul mai electronegativ atrage densitatea electronilor. Oxigenul are doi electroni nepereche în învelișul exterior, în timp ce carbonul poate furniza patru electroni de valență pentru a forma interacțiunea. Ca urmare, se formează legături duble și molecula arată astfel: O=C=O.

Pentru a determina tipul de legătură într-o anumită moleculă, este suficient să luăm în considerare atomii ei constitutivi. Substanțele metalice simple formează o legătură metalică, metalele cu nemetale formează o legătură ionică, substanțele simple nemetalice formează o legătură nepolară covalentă, iar moleculele formate din diferite nemetale se formează printr-o legătură covalentă polară.