Det er yderst sjældent, at kemiske stoffer består af individuelle, ubeslægtede atomer af kemiske grundstoffer. Under normale forhold har kun et lille antal gasser kaldet ædelgasser denne struktur: helium, neon, argon, krypton, xenon og radon. Oftest består kemiske stoffer ikke af isolerede atomer, men af deres kombinationer i forskellige grupper. Sådanne associationer af atomer kan tælle nogle få, hundreder, tusinder eller endda flere atomer. Den kraft, der holder disse atomer i sådanne grupper, kaldes kemisk binding.
Med andre ord kan vi sige, at en kemisk binding er en vekselvirkning, der giver forbindelsen af individuelle atomer til mere komplekse strukturer (molekyler, ioner, radikaler, krystaller osv.).
Årsagen til dannelsen af en kemisk binding er, at energien i mere komplekse strukturer er mindre end den samlede energi af de enkelte atomer, der danner den.
Så især, hvis interaktionen mellem atomerne X og Y producerer et molekyle XY, betyder det, at den indre energi af molekylerne af dette stof er lavere end den indre energi af de individuelle atomer, hvorfra det blev dannet:
E(XY)< E(X) + E(Y)
Af denne grund, når kemiske bindinger dannes mellem individuelle atomer, frigives energi.
Elektroner i det ydre elektronlag med den laveste bindingsenergi med kernen, kaldet valens. For eksempel i bor er disse elektroner på det 2. energiniveau - 2 elektroner pr s- orbitaler og 1 gange 2 s-orbitaler:
Når en kemisk binding dannes, har hvert atom en tendens til at opnå den elektroniske konfiguration af ædelgasatomer, dvs. så der er 8 elektroner i dets ydre elektronlag (2 for elementer fra den første periode). Dette fænomen kaldes oktetreglen.
Det er muligt for atomer at opnå elektronkonfigurationen af en ædelgas, hvis i første omgang enkelte atomer deler nogle af deres valenselektroner med andre atomer. I dette tilfælde dannes fælles elektronpar.
Afhængigt af graden af elektrondeling kan der skelnes mellem kovalente, ioniske og metalliske bindinger.
Kovalent binding
Kovalente bindinger forekommer oftest mellem atomer af ikke-metalelementer. Hvis de ikke-metalatomer, der danner en kovalent binding, tilhører forskellige kemiske grundstoffer, kaldes en sådan binding en polær kovalent binding. Årsagen til dette navn ligger i, at atomer af forskellige grundstoffer også har forskellige evner til at tiltrække et fælles elektronpar. Dette fører naturligvis til en forskydning af det fælles elektronpar mod et af atomerne, hvilket resulterer i, at der dannes en delvis negativ ladning på det. Til gengæld dannes en delvis positiv ladning på det andet atom. For eksempel, i et hydrogenchloridmolekyle forskydes elektronparret fra hydrogenatomet til chloratomet:
Eksempler på stoffer med polære kovalente bindinger:
CCl 4, H 2 S, CO 2, NH 3, SiO 2 osv.
En kovalent upolær binding dannes mellem ikke-metalatomer af det samme kemiske element. Da atomerne er identiske, er deres evne til at tiltrække delte elektroner også den samme. I denne henseende observeres ingen forskydning af elektronparret:
Ovenstående mekanisme for dannelsen af en kovalent binding, når begge atomer giver elektroner til at danne fælles elektronpar, kaldes udveksling.
Der er også en donor-acceptor-mekanisme.
Når en kovalent binding dannes af donor-acceptor-mekanismen, dannes et delt elektronpar på grund af den fyldte orbital af et atom (med to elektroner) og den tomme orbital af et andet atom. Et atom, der giver et ensomt elektronpar, kaldes en donor, og et atom med en ledig orbital kaldes en acceptor. Atomer, der har parrede elektroner, for eksempel N, O, P, S, fungerer som donorer af elektronpar.
For eksempel, ifølge donor-acceptor-mekanismen, dannes den fjerde kovalente N-H-binding i ammoniumkationen NH4+:
Ud over polaritet er kovalente bindinger også karakteriseret ved energi. Bindingsenergi er den mindste energi, der kræves for at bryde en binding mellem atomer.
Bindingsenergien falder med stigende radier af bundne atomer. Da vi ved, at atomradius stiger ned ad undergrupperne, kan vi for eksempel konkludere, at styrken af halogen-hydrogen-bindingen stiger i rækken:
HEJ< HBr < HCl < HF
Også bindingsenergien afhænger af dens mangfoldighed - jo større bindingsmangfoldigheden er, jo større er dens energi. Bindingsmultiplicitet refererer til antallet af delte elektronpar mellem to atomer.
Ionisk binding
En ionbinding kan betragtes som et ekstremt tilfælde af en polær kovalent binding. Hvis det fælles elektronpar i en kovalent-polær binding delvist forskydes til et af atomparret, så er det i en ionbinding næsten fuldstændig "givet" til et af atomerne. Atomet, der donerer elektron(er), får en positiv ladning og bliver til kation, og det atom, der har taget elektroner fra sig, får en negativ ladning og bliver anion.
En ionbinding er således en binding dannet ved elektrostatisk tiltrækning af kationer til anioner.
Dannelsen af denne type binding er typisk under interaktionen mellem atomer af typiske metaller og typiske ikke-metaller.
For eksempel kaliumfluorid. Kaliumkationen dannes ved fjernelse af en elektron fra et neutralt atom, og fluorionen dannes ved tilsætning af en elektron til fluoratomet:
En elektrostatisk tiltrækningskraft opstår mellem de resulterende ioner, hvilket resulterer i dannelsen af en ionisk forbindelse.
Når en kemisk binding blev dannet, gik elektroner fra natriumatomet over til kloratomet, og der blev dannet modsat ladede ioner, som har et afsluttet eksternt energiniveau.
Det er fastslået, at elektroner fra metalatomet ikke løsnes fuldstændigt, men kun forskydes mod kloratomet, som i en kovalent binding.
De fleste binære forbindelser, der indeholder metalatomer, er ioniske. For eksempel oxider, halogenider, sulfider, nitrider.
Ionbinding forekommer også mellem simple kationer og simple anioner (F −, Cl −, S 2-), samt mellem simple kationer og komplekse anioner (NO 3 −, SO 4 2-, PO 4 3-, OH −). Derfor omfatter ioniske forbindelser salte og baser (Na 2 SO 4, Cu(NO 3) 2, (NH 4) 2 SO 4), Ca(OH) 2, NaOH)
Metalforbindelse
Denne type binding dannes i metaller.
Atomer af alle metaller har elektroner i deres ydre elektronlag, som har en lav bindingsenergi med atomets kerne. For de fleste metaller er processen med at miste ydre elektroner energetisk gunstig.
På grund af en så svag interaktion med kernen er disse elektroner i metaller meget mobile, og følgende proces sker kontinuerligt i hver metalkrystal:
М 0 — ne − = M n + ,
hvor M 0 er et neutralt metalatom, og Mn + en kation af det samme metal. Figuren nedenfor giver en illustration af de processer, der finder sted.
Det vil sige, at elektroner "suser" hen over en metalkrystal, løsner sig fra et metalatom, danner en kation fra det, forbinder en anden kation og danner et neutralt atom. Dette fænomen blev kaldt "elektronvind", og samlingen af frie elektroner i en krystal af et ikke-metalatom blev kaldt "elektrongas." Denne type interaktion mellem metalatomer kaldes en metallisk binding.
Hydrogenbinding
Hvis et brintatom i et stof er bundet til et grundstof med høj elektronegativitet (nitrogen, oxygen eller fluor), er dette stof karakteriseret ved et fænomen kaldet hydrogenbinding.
Da et brintatom er bundet til et elektronegativt atom, dannes en delvis positiv ladning på hydrogenatomet, og en delvis negativ ladning dannes på atomet i det elektronegative element. I denne henseende bliver elektrostatisk tiltrækning mulig mellem et delvist positivt ladet brintatom i et molekyle og et elektronegativt atom i et andet. For eksempel observeres hydrogenbinding for vandmolekyler:
Det er hydrogenbindingen, der forklarer vands unormalt høje smeltepunkt. Udover vand dannes der også stærke hydrogenbindinger i stoffer som hydrogenfluorid, ammoniak, oxygenholdige syrer, phenoler, alkoholer og aminer.
Definition
En kovalent binding er en kemisk binding dannet af atomer, der deler deres valenselektroner. En forudsætning for dannelsen af en kovalent binding er overlapningen af atomorbitaler (AO), hvori valenselektronerne er placeret. I det enkleste tilfælde fører overlapningen af to AO'er til dannelsen af to molekylære orbitaler (MO): en bindende MO og en antibindende (antibindende) MO. De delte elektroner er placeret på den lavere energibinding MO:
Uddannelseskommunikation
Kovalent binding (atombinding, homøopolær binding) - en binding mellem to atomer på grund af elektrondeling af to elektroner - en fra hvert atom:
A. + B. -> A: B
Af denne grund er det homøopolære forhold retningsbestemt. Det elektronpar, der udfører bindingen, hører til begge bundne atomer samtidigt, for eksempel:
| .. | .. | .. | |||||||||
| : | Cl | : | Cl | : | H | : | O | : | H | ||
| .. | .. | .. |
Typer af kovalente bindinger
Der er tre typer kovalente kemiske bindinger, der adskiller sig i mekanismen for deres dannelse:
1. Simpel kovalent binding. Til sin dannelse giver hvert atom én uparret elektron. Når en simpel kovalent binding dannes, forbliver atomernes formelle ladninger uændrede. Hvis atomerne, der danner en simpel kovalent binding, er de samme, så er de sande ladninger af atomerne i molekylet også de samme, da atomerne, der danner bindingen ligeligt ejer et delt elektronpar, kaldes en sådan binding en ikke-polær kovalent bånd. Hvis atomerne er forskellige, så er graden af besiddelse af et delt elektronpar bestemt af forskellen i atomernes elektronegativitet, et atom med en højere elektronegativitet har et par bindingselektroner i højere grad, og derfor er det sandt ladning har et negativt fortegn, et atom med en lavere elektronegativitet får samme ladning, men med et positivt fortegn.
Sigma (σ)-, pi (π)-bindinger er en omtrentlig beskrivelse af typerne af kovalente bindinger i molekyler af organiske forbindelser; σ-bindingen er kendetegnet ved, at tætheden af elektronskyen er maksimal langs den akse, der forbinder atomkerner. Når en π-binding dannes, opstår det såkaldte laterale overlap af elektronskyer, og tætheden af elektronskyen er maksimal "over" og "under" σ-bindingsplanet. Tag for eksempel ethylen, acetylen og benzen.
I ethylenmolekylet C 2 H 4 er der en dobbeltbinding CH 2 = CH 2, dets elektroniske formel: H:C::C:H. Kernerne i alle ethylenatomer er placeret i samme plan. De tre elektronskyer af hvert kulstofatom danner tre kovalente bindinger med andre atomer i samme plan (med vinkler mellem dem på ca. 120°). Skyen af den fjerde valenselektron i carbonatomet er placeret over og under molekylets plan. Sådanne elektronskyer af begge carbonatomer, der delvist overlapper over og under molekylets plan, danner en anden binding mellem carbonatomerne. Den første stærkere kovalente binding mellem carbonatomer kaldes en σ-binding; den anden, svagere kovalente binding kaldes en π-binding.
I et lineært acetylenmolekyle
N-S≡S-N (N: S::: S: N)
der er σ-bindinger mellem carbon- og hydrogenatomer, en σ-binding mellem to carbonatomer og to π-bindinger mellem de samme carbonatomer. To π-bindinger er placeret over σ-bindingens virkningssfære i to indbyrdes vinkelrette planer.
Alle seks carbonatomer i det cykliske benzenmolekyle C 6 H 6 ligger i samme plan. Der er σ-bindinger mellem carbonatomer i ringens plan; Hvert carbonatom har de samme bindinger med hydrogenatomer. Kulstofatomer bruger tre elektroner til at lave disse bindinger. Skyer af fjerde valenselektroner af carbonatomer, formet som ottetal, er placeret vinkelret på benzenmolekylets plan. Hver sådan sky overlapper lige meget med elektronskyerne fra tilstødende carbonatomer. I et benzenmolekyle dannes der ikke tre separate π-bindinger, men et enkelt π-elektronsystem på seks elektroner, der er fælles for alle kulstofatomer. Bindingerne mellem carbonatomerne i benzenmolekylet er nøjagtig de samme.
En kovalent binding dannes som et resultat af deling af elektroner (for at danne fælles elektronpar), som opstår under overlapning af elektronskyer. Dannelsen af en kovalent binding involverer elektronskyerne af to atomer. Der er to hovedtyper af kovalente bindinger:
- En kovalent upolær binding dannes mellem ikke-metalatomer af det samme kemiske element. Simple stoffer, for eksempel O 2, har en sådan sammenhæng; N2; C 12.
- En polær kovalent binding dannes mellem atomer af forskellige ikke-metaller.
se også
Litteratur
- "Chemical Encyclopedic Dictionary", M., "Sovjet Encyclopedia", 1983, s.264.
| Organisk kemi |
|---|
| Liste over organiske forbindelser |
| Strukturkemi | |
|---|---|
| Kemisk binding: | Aromaticitet | Kovalent binding| Ionbinding | Metalforbindelse | Hydrogenbinding | Donor-acceptor-binding | Tautomerisme |
| Struktur display: | Funktionel gruppe | Strukturel formel | Kemisk formel | Ligand |
| Elektroniske egenskaber: | Elektronegativitet | Elektronaffinitet | Ioniseringsenergi | Dipol | Oktet regel |
| Stereokemi: | Asymmetrisk atom | Isomerisme | Konfiguration | Kiralitet | Konfirmation |
Wikimedia Foundation. 2010.
Det er ingen hemmelighed, at kemi er en ret kompleks og også forskelligartet videnskab. Mange forskellige reaktioner, reagenser, kemikalier og andre komplekse og forvirrende udtryk - de interagerer alle med hinanden. Men hovedsagen er, at vi beskæftiger os med kemi hver dag, uanset om vi lytter til læreren i klassen og lærer nyt stof eller laver te, som generelt også er en kemisk proces.
Det kan konkluderes du skal bare kende kemi At forstå den og vide, hvordan vores verden eller nogle af dens dele fungerer, er interessant og desuden nyttig.
Nu skal vi beskæftige os med sådan et udtryk som en kovalent binding, som i øvrigt kan være enten polær eller ikke-polær. Forresten er selve ordet "kovalent" afledt af det latinske "co" - sammen og "vales" - der har kraft.
Udtrykkets udseende
Lad os starte med det faktum Udtrykket "kovalent" blev først introduceret i 1919 af Irving Langmuir - nobelprismodtager. Begrebet "kovalent" indebærer en kemisk binding, hvor begge atomer deler elektroner, hvilket kaldes delt besiddelse. Således adskiller den sig for eksempel fra en metallisk, hvor elektroner er fri, eller fra en ionisk, hvor man fuldstændig giver elektroner til en anden. Det skal bemærkes, at det er dannet mellem ikke-metaller.
På baggrund af ovenstående kan vi drage en lille konklusion om, hvordan denne proces er. Det opstår mellem atomer på grund af dannelsen af fælles elektronpar, og disse par opstår på de ydre og præ-eksterne underniveauer af elektroner.
Eksempler på stoffer med polaritet:
Typer af kovalente bindinger
Der er også to typer: polære og følgelig ikke-polære bindinger. Vi vil analysere funktionerne i hver af dem separat.
Kovalent polær - dannelse
Hvad betyder ordet "polær"?
Det der normalt sker er at to atomer har forskellig elektronegativitet, derfor hører elektronerne de deler ikke lige meget til, men er altid tættere på den ene end den anden. For eksempel et hydrogenchloridmolekyle, hvor elektronerne i den kovalente binding er placeret tættere på kloratomet, da dets elektronegativitet er højere end brints. Men i virkeligheden er forskellen i elektrontiltrækning lille nok til, at fuldstændig elektronoverførsel fra brint til klor kan forekomme.
Som et resultat, når den er polær, skifter elektrontætheden til en mere elektronegativ, og en delvis negativ ladning vises på den. Til gengæld udvikler kernen, hvis elektronegativitet er lavere, følgelig en delvis positiv ladning.
Vi konkluderer: polar opstår mellem forskellige ikke-metaller, der adskiller sig i deres elektronegativitetsværdier, og elektronerne er placeret tættere på kernen med større elektronegativitet.
Elektronegativitet er nogle atomers evne til at tiltrække elektroner fra andre og derved danne en kemisk reaktion.
Eksempler på kovalent polar stoffer med en polær kovalent binding:
Formel for et stof med en polær kovalent binding
Kovalent upolær, forskel mellem polær og upolær
Og endelig, ikke-polær, vil vi snart finde ud af, hvad det er.
Den største forskel mellem ikke-polær og polær- det er symmetri. Hvis elektronerne i tilfælde af en polær binding var placeret tættere på et atom, så var elektronerne i en ikke-polær binding placeret symmetrisk, det vil sige lige meget i forhold til begge.
Det er bemærkelsesværdigt, at ikke-polær forekommer mellem ikke-metalatomer af et kemisk element.
F.eks, stoffer med ikke-polære kovalente bindinger:
Også en samling af elektroner kaldes ofte blot en elektronsky, baseret på dette konkluderer vi, at den elektroniske kommunikationssky, som danner et fælles elektronpar, er fordelt i rummet symmetrisk eller jævnt i forhold til begges kerner.
Eksempler på en kovalent upolær binding og et skema til dannelse af en kovalent upolær binding
Men det er også nyttigt at vide, hvordan man skelner mellem kovalent polær og ikke-polær.
Kovalent upolær- det er altid atomer af det samme stof. H2. CL2.
Denne artikel er kommet til en ende, nu ved vi, hvad denne kemiske proces er, vi ved, hvordan man definerer den og dens varianter, vi kender formlerne for dannelse af stoffer, og generelt lidt mere om vores komplekse verden, succeser i kemi og dannelsen af nye formler.
Der er ingen samlet teori om kemiske bindinger; kemiske bindinger er konventionelt opdelt i kovalent (en universel type binding), ionisk (et specialtilfælde af en kovalent binding), metallisk og hydrogen.
Kovalent binding
Dannelsen af en kovalent binding er mulig ved tre mekanismer: udveksling, donor-acceptor og dativ (Lewis).
Ifølge metabolisk mekanisme Dannelsen af en kovalent binding sker på grund af deling af fælles elektronpar. I dette tilfælde har hvert atom en tendens til at erhverve en skal af en inert gas, dvs. opnå et gennemført eksternt energiniveau. Dannelsen af en kemisk binding ved udvekslingstype er afbildet ved hjælp af Lewis-formler, hvor hver valenselektron i et atom er repræsenteret med prikker (fig. 1).
Ris. 1 Dannelse af en kovalent binding i HCl-molekylet ved udvekslingsmekanismen
Med udviklingen af teorien om atomstruktur og kvantemekanik er dannelsen af en kovalent binding repræsenteret som overlapningen af elektroniske orbitaler (fig. 2).
Ris. 2. Dannelse af en kovalent binding på grund af overlapning af elektronskyer
Jo større overlapning af atomare orbitaler er, jo stærkere binding, jo kortere bindingslængde og jo større bindingsenergi. En kovalent binding kan dannes ved at overlappe forskellige orbitaler. Som et resultat af overlapningen af s-s, s-p orbitaler samt d-d, p-p, d-p orbitaler med laterale lapper opstår dannelsen af bindinger. En binding dannes vinkelret på linjen, der forbinder kernerne af 2 atomer. En og en binding er i stand til at danne en multipel (dobbelt) kovalent binding, karakteristisk for organiske stoffer af klassen af alkener, alkadiener osv. En og to bindinger danner en multipel (tredobbelt) kovalent binding, karakteristisk for organiske stoffer i klassen af alkyner (acetylener).
Dannelse af en kovalent binding ved donor-acceptor mekanisme Lad os se på eksemplet med ammoniumkationen:
NH3 + H+ = NH4+
7 N 1s 2 2s 2 2p 3
Nitrogenatomet har et frit ensomt elektronpar (elektroner, der ikke er involveret i dannelsen af kemiske bindinger i molekylet), og hydrogenkationen har en fri orbital, så de er henholdsvis en elektrondonor og -acceptor.
Lad os overveje dativmekanismen for kovalent bindingsdannelse ved at bruge eksemplet med et klormolekyle.
17 Cl 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 5
Kloratomet har både et frit ensomt elektronpar og ledige orbitaler, derfor kan det udvise egenskaberne som både en donor og en acceptor. Derfor, når et klormolekyle dannes, fungerer det ene kloratom som donor og det andet som acceptor.
Hoved egenskaber ved en kovalent binding er: mætning (mættede bindinger dannes, når et atom binder så mange elektroner til sig selv, som dets valensevner tillader; umættede bindinger dannes, når antallet af vedhæftede elektroner er mindre end atomets valensevne); retningsbestemt (denne værdi er relateret til molekylets geometri og begrebet "bindingsvinkel" - vinklen mellem bindinger).
Ionisk binding
Der er ingen forbindelser med en ren ionbinding, selvom dette forstås som en kemisk bundet tilstand af atomer, hvor et stabilt elektronisk miljø af atomet skabes, når den samlede elektrontæthed er fuldstændigt overført til atomet af et mere elektronegativt grundstof. Ionbinding er kun mulig mellem atomer af elektronegative og elektropositive elementer, der er i tilstanden af modsat ladede ioner - kationer og anioner.
DEFINITION
Ion er elektrisk ladede partikler dannet ved fjernelse eller tilføjelse af en elektron til et atom.
Når en elektron overføres, har metal- og ikke-metalatomer tendens til at danne en stabil elektronskalkonfiguration omkring deres kerne. Et ikke-metalatom skaber en skal af den efterfølgende inerte gas omkring sin kerne, og et metalatom skaber en skal af den tidligere inerte gas (fig. 3).
Ris. 3. Dannelse af en ionbinding ved at bruge eksemplet med et natriumchloridmolekyle
Molekyler, hvori der findes ionbindinger i deres rene form, findes i stoffets damptilstand. Ionbindingen er meget stærk, og derfor har stoffer med denne binding et højt smeltepunkt. I modsætning til kovalente bindinger er ionbindinger ikke karakteriseret ved retningsbestemthed og mætning, da det elektriske felt skabt af ioner virker ligeligt på alle ioner på grund af sfærisk symmetri.
Metalforbindelse
Den metalliske binding realiseres kun i metaller - dette er den interaktion, der holder metalatomer i et enkelt gitter. Kun valenselektronerne af metalatomerne, der tilhører hele dets volumen, deltager i dannelsen af en binding. I metaller fjernes elektroner konstant fra atomer og bevæger sig gennem hele metallets masse. Metalatomer, der er frataget elektroner, bliver til positivt ladede ioner, som har tendens til at acceptere bevægelige elektroner. Denne kontinuerlige proces danner den såkaldte "elektrongas" inde i metallet, som binder alle metalatomerne fast sammen (fig. 4).
Den metalliske binding er stærk, derfor er metaller karakteriseret ved et højt smeltepunkt, og tilstedeværelsen af "elektrongas" giver metaller formbarhed og duktilitet.
Hydrogenbinding
En hydrogenbinding er en specifik intermolekylær interaktion, fordi dets forekomst og styrke afhænger af stoffets kemiske natur. Det dannes mellem molekyler, hvor et brintatom er bundet til et atom med høj elektronegativitet (O, N, S). Forekomsten af en brintbinding afhænger af to årsager: For det første har brintatomet forbundet med et elektronegativt atom ikke elektroner og kan nemt inkorporeres i andre atomers elektronskyer, og for det andet har det en valens s-orbital, hydrogenatom er i stand til at acceptere et ensomt par elektroner af et elektronegativt atom og danne en binding med det gennem donor-acceptor-mekanismen.
Kovalent binding(fra latin "co" sammen og "vales" med kraft) udføres på grund af elektronparret, der hører til begge atomer. Dannet mellem ikke-metalatomer.
Elektronegativiteten af ikke-metaller er ret høj, så under den kemiske interaktion mellem to ikke-metalatomer er fuldstændig overførsel af elektroner fra den ene til den anden (som i tilfældet) umulig. I dette tilfælde kræves elektronpooling for at fuldføre.
Lad os som et eksempel diskutere samspillet mellem brint- og kloratomer:
H 1s 1 - en elektron
Cl 1s 2 2s 2 2 s 6 3 s 2 3 p5 - syv elektroner i det ydre niveau
Hvert af de to atomer mangler en elektron for at have en komplet ydre skal af elektroner. Og hvert af atomerne tildeler én elektron "til almindelig brug." Dermed er oktetreglen opfyldt. Dette er bedst repræsenteret ved hjælp af Lewis-formlerne:
Dannelse af kovalent binding
De delte elektroner hører nu til begge atomer. Hydrogenatomet har to elektroner (dets egne og kloratomets delte elektron), og kloratomet har otte elektroner (dets egne plus brintatomets delte elektron). Disse to delte elektroner danner en kovalent binding mellem hydrogen- og kloratomerne. Partikel dannet ved binding af to atomer kaldes molekyle.
Ikke-polær kovalent binding
En kovalent binding kan også dannes mellem to identisk atomer. For eksempel:
Dette diagram forklarer, hvorfor brint og klor eksisterer som diatomiske molekyler. Takket være parringen og deling af to elektroner er det muligt at opfylde oktetreglen for begge atomer.
Ud over enkeltbindinger kan der dannes en dobbelt- eller tredobbelt kovalent binding, som for eksempel i molekyler af oxygen O 2 eller nitrogen N 2. Nitrogenatomer har fem valenselektroner, så der kræves yderligere tre elektroner for at fuldende skallen. Dette opnås ved at dele tre par elektroner, som vist nedenfor:
Kovalente forbindelser er normalt gasser, væsker eller relativt lavtsmeltende faste stoffer. En af de sjældne undtagelser er diamant, som smelter over 3.500 °C. Dette forklares med strukturen af diamant, som er et kontinuerligt gitter af kovalent bundne carbonatomer, og ikke en samling af individuelle molekyler. Faktisk er enhver diamantkrystal, uanset dens størrelse, et enormt molekyle.
En kovalent binding opstår, når elektronerne i to ikke-metalatomer kombineres. Den resulterende struktur kaldes et molekyle.
Polær kovalent binding
I de fleste tilfælde har to kovalent bundne atomer forskellige elektronegativitet og delte elektroner tilhører ikke to atomer lige meget. Det meste af tiden er de tættere på et atom end på et andet. I et hydrogenchloridmolekyle, for eksempel, er elektronerne, der danner en kovalent binding, placeret tættere på kloratomet, fordi dets elektronegativitet er højere end brints. Forskellen i evnen til at tiltrække elektroner er dog ikke stor nok til, at fuldstændig elektronoverførsel fra brintatomet til kloratomet kan ske. Derfor kan bindingen mellem brint- og kloratomer betragtes som en krydsning mellem en ionbinding (fuldstændig elektronoverførsel) og en ikke-polær kovalent binding (et symmetrisk arrangement af et elektronpar mellem to atomer). Den partielle ladning på atomer er angivet med det græske bogstav δ. Denne forbindelse kaldes polær kovalent binding, og hydrogenchloridmolekylet siges at være polært, det vil sige, at det har en positivt ladet ende (brintatom) og en negativt ladet ende (kloratom).
Tabellen nedenfor viser hovedtyperne af bindinger og eksempler på stoffer:
Udveksling og donor-acceptor mekanisme for kovalent bindingsdannelse
1) Udvekslingsmekanisme. Hvert atom bidrager med en uparret elektron til et fælles elektronpar.
2) Donor-acceptor-mekanisme. Et atom (donor) giver et elektronpar, og det andet atom (acceptor) giver en tom orbital for det par.