Kovalentná väzba v molekule dusíka je dokončená.
adsby.ru Pori roku
Kovalentná väzba (z latinského „zi“ spolu a „vales“ má moc) sa podieľa na štruktúre elektrónového páru, ktorý patrí obom atómom. Vzniká medzi nekovovými atómami.
Elektronegativita nekovov je vysoká, takže keď
chemická interakcia
dvoch nekovových atómov mimo prenos elektrónov z jedného na druhý (ako v prípade) je nemožný. 2 A tu je potrebné zdieľať elektróny na vykonanie. 3 Ako diskutovať o interakcii atómov vo vode a chlóre: 3 H 1s 1 - jeden elektrón Cl 1s 2 2s 2
p 6
s 2
p5 - sedem elektrónov na vonkajšej úrovni
Každý z dvoch atómov stratí jeden elektrón, aby sa dokončil vonkajší elektrónový obal.
Každý z atómov zobrazuje vždy jeden elektrón. Tim sám určuje, že oktet sa objaví ako wikiname. Najlepší spôsob, ako to ilustrovať, je použiť Lewisove vzorce:
Osvetlenie kovalentnej väzby
Odpojené elektróny sa teraz nachádzajú v oboch atómoch.
Atóm vody má dva elektróny (vlastný plus elektrón atómu chlóru) a atóm chlóru má všetky elektróny (jeho plus karbonizovaný elektrón atómu vody).
Kovalentná väzba nastáva, keď sú elektróny dvoch nekovových atómov zdieľané.
Štruktúra vinylu sa nazýva molekula.
Polárna kovalentná väzba Vo väčšine prípadov sú dva atómy kovalentne viazané roztrhnem elektronegativita a lokalizované elektróny nepatria dvom atómomúroveň úrovne . Väčšinu času je zápach bližšie k jednému atómu ako k druhému.
Napríklad v molekule chlóru sú elektróny, ktoré tvoria kovalentnú väzbu, bližšie k atómu chlóru a fragmenty jeho elektronegativity sú väčšie ako fragmenty vody.
Rozdiel v schopnosti priťahovať elektróny však nie je taký veľký, aby došlo k prenosu elektrónu z atómu vody na atóm chlóru.
Väzby medzi atómami vody a chlóru preto možno považovať za stred medzi iónovou väzbou (mimo prenosu elektrónu) a nepolárnou kovalentnou väzbou (symetrická distribúcia elektrónov medzi dvoma atómami).
Je čiastočný náboj na atómoch označený gréckym písmenom?
Tento druh spojenia sa nazýva polárny kovalentný
a o molekule chlóru sa zdá, že je polárna, takže má kladne nabitý koniec (atóm vody) a záporne nabitý koniec (atóm chlóru). V tabuľke nižšie sú zhrnuté hlavné typy kĺbov a zadkov:
Mechanizmus výmeny a donor-akceptor na tvorbu kovalentných väzieb
1) Výmenný mechanizmus.
1 Každý atóm má jeden nepárový elektrón a jeden elektrónový pár.
2 2) Donor-akceptorový mechanizmus. Jeden atóm (donor) dáva elektrónový pár a ďalší atóm (akceptor) dáva tomuto páru voľný orbitál. KS
- Spojenie, ktoré je spojené s elektrónovým párom, ktorý patrí obom atómom.:
Umovi utvorennya KS: vzniká medzi atómami s vysokou elektronegativitou (Elektrodynamika – schopnosť atómov priťahovať elektróny). ∆Χ – rozdiel v elektronegativite 2 atómov, keďže ∆Χ≤1,4, polárne väzby: HCl, H2Pro, H2S, NH3 a in. Vznik molekuly HCl možno znázorniť schémou H. +.
Сl: = Н:Cl: Elektrónový pár je posunutý k atómu chlóru, takže elektronegativita atómu chlóru (2.83) je väčšia a elektronegativita atómu chlóru (2.1) je nižšia. 2 – mechanizmus donor-akceptor
: - spočíva v tom, že pár elektrónov jedného atómu (donora) obsadí voľný orbital druhého atómu (akceptora).
| V molekule amoniaku má atóm dusíka osamelý elektrónový pár (dvojelektrónový pár): . |
Ión má voľný (nevyplnený) orbitál 1s, ktorý možno označiť ako H+.
Keď je ión osvetlený amóniom, dvojelektrónová tma dusíka sa stane ohňom pre atómy dusíka a vody.
Premení sa na molekulárny elektronický chaos.
Môže za to štvrtý kovalentný článok.
Proces vytvárania amónneho iónu môže byť znázornený schémou - + □H+ → Náboj iónu vody sa stáva horľavým (z pravostranných reakcií, takže medzi všetkými atómami dochádza k pohlcovaniu ruží) a dvojelektrónový náboj (osamelý elektrónový pár), ktorý patrí dusíku, sa stáva horľavým s vodou. Kovalentná väzba môže byť polárna (zložené molekuly) alebo nepolárna (jednoduché molekuly). Sila kovalentnej väzby
Kovalentná väzba má pre orgány malý význam. Pred nimi leží: naliehavosť a priamosť. Intenzita vyznačujúce sa silou.
Ako už bolo uvedené, pár elektrónov vytvorených kovalentnými väzbami môže byť vytvorený pomocou nespárovaných elektrónov nachádzajúcich sa v nezarovnaných vzájomných atómoch.
Ide napríklad o vytváranie molekúl ako H2, HC1, Cl2.
Tu každý atóm obsahuje jeden nepárový elektrón;
Keď dva takéto atómy interagujú, vytvorí sa spoločný elektrónový pár – vytvorí sa kovalentná väzba.
Neprebudený atóm dusíka má tri nepárové elektróny: Pri strate nespárovaných elektrónov sa môže atóm dusíka podieľať na tvorbe troch kovalentných väzieb. K tomu dochádza napríklad v molekulách N2 alebo NH3, v ktorých sa kovalencia dusíka rovná 3.
Počet kovalentných väzieb však môže byť väčší ako počet nespárovaných elektrónov prítomných v nezarovnanom atóme. Takže v normálnom stave má vonkajšia elektrónová guľa atómu uhlíka štruktúru, ktorá je znázornená diagramom: Na výmenu nepárových elektrónov môže atóm uhlíka vytvoriť dve kovalentné väzby.
Časovanie je často charakteristické pre uhlie, v ktorom sa atóm viaže na povrchové atómy kovalentných väzieb (napríklad CO 2, CH 4 atď.).
Je to spôsobené tým, že s vynaložením skutočnej energie môže byť jeden z 2 elektrónov v atóme prenesený na podstavec 2 R Takýto prechod väzieb však zahŕňa veľké množstvo energie, ale nie je pokrytý energiou, ktorá sa prejavuje v nových väzbách.
Preto pri výmene nespárovaných elektrónov môže kyslý atóm vytvoriť nie viac ako dve kovalentné väzby a atóm fluóru môže vytvoriť iba jednu. V skutočnosti sú tieto prvky charakterizované kovalenciou, ktorá sa rovná dvom pre kyselinu a jednému pre fluór. Atómy prvkov tretej a nasledujúcej periódy sú uložené vo vonkajšej elektronickej gule „i-divízia, do ktorej sa po prebudení môžu presunúť
s- 
a p-elektróny vonkajšej gule.
Preto existujú ďalšie možnosti zvýšenia nepárových elektrónov.
Teda atóm chlóru, ktorý v excitovanom stave obsahuje jeden nepárový elektrón prenosy je možné uskutočniť spotrebovaním skutočnej energie v stave prebudenia (SI), ktorý je charakterizovaný tromi, piatimi alebo dokonca jedným nepárovým elektrónom: Preto sa pri nahradení atómu fluóru môže atóm chlóru podieľať na svetle ako jedna alebo tri, päť alebo sedem kovalentných väzieb.
V kyseline chlórnej HClO 2 je teda kovalencia chlóru tri, v kyseline chloristej HClO 3 - päť a v kyseline chloristej HClO 4 - sedem. Podobne aj atóm síry, ktorý tiež obsahuje neobsadený povrch, sa môže prebudiť so štyrmi alebo šiestimi nepárovými elektrónmi a zúčastniť sa však nielen dvoch, ako kisnu, ale aj oh alebo šiestich kovalentných väzieb. To možno vysvetliť tvorbou zlúčenín, v ktorých síra vykazuje kovalenciu, ktorá je podobná štvorici (SO 2, SCl 4) alebo šiestim (SF 6).
Tu je kovalentná väzba viazaná na rovnováhu elektrónov, ktoré patrili jednému atómu (darca elektrónový pár) a voľný orbitál iného atómu (akceptor elektronické stávkovanie). Tento spôsob vytvárania kovalentnej väzby je tzv darca-akceptor
V tomto prípade je donorom elektrónového páru atóm dusíka a akceptorom je atóm vody. Dosvidom ustálil, že čo odkaz N-H
v ióne amoniaku vo všetkých vzťahoch rovnakej hodnoty.
To znamená, že väzby vytvorené metódou donor-akceptor nezdieľajú svoje sily s kovalentnou väzbou vytvorenou výmenou nespárovaných elektrónov atómov, ktoré interagujú.
Ďalším typom molekuly, vrátane väzieb, vytvorených metódou donor-akceptor, môže byť molekula oxidu dusíka (I) N20.
Predtým bol štruktúrny vzorec vzorca znázornený takto:
V súlade s týmto vzorcom je centrálny atóm dusíka spojený so susednými atómami piatimi kovalentnými väzbami, takže v jeho vonkajšej elektrónovej guli je desať elektrónov (päť elektrónových párov).
Ak sa má takýto princíp brať do úvahy elektrónová štruktúra atómu dusíka, fragmenty jeho vonkajšej L-sféry môžu pojať štyri orbitály (jeden 5 a tri p-orbitály) a nemôžu pojať viac ako osem elektrónov.
Teraz koža troch atómov, ktorá tvorí molekulu N 2 O, tvorí stabilnú osemelektrónovú štruktúru vonkajšej gule.
Ak sa kovalentná väzba vytvorí metódou donor-akceptor, všeobecne sa uznáva, že so šípkou priamo od donorového atómu k atómu akceptora môže byť štruktúrny vzorec oxidu dusnatého (I) znázornený takto:
V oxide dusíka (I) sa tiež kovalencia centrálneho atómu rovná dusíku a najvzdialenejšieho atómu sa rovná dvom. Skúmané príklady ukazujú, že atómy majú rôzne možnosti vytvárania kovalentných väzieb. Zostávajúce môžu byť vytvorené pre časť nepárových elektrónov neprebudeného atómu a pre časť nespárovaných elektrónov, ktoré sa objavia v dôsledku prebudenia atómu („nespárovanie“ elektrónových párov), a možno aj v spôsob donor-akceptor. Počet kovalentných väzieb, ktoré vytvárajú atóm, je vzájomne prepojený. Objaví sa Vono
k neuveriteľnému dátumu
valenčné orbitály, teda tie orbitály, ktorých vikoristana sa osvetlenie kovalentných väzieb javí ako energeticky významné. V skutočnosti sú tieto prvky charakterizované kovalenciou, ktorá sa rovná dvom pre kyselinu a jednému pre fluór.і Kvantovo-mechanický vývoj ukazuje, že podobné orbitály ležia S- V skutočnosti sú tieto prvky charakterizované kovalenciou, ktorá sa rovná dvom pre kyselinu a jednému pre fluór.і Pri strate nespárovaných elektrónov sa môže atóm dusíka podieľať na tvorbe troch kovalentných väzieb. p-orbitály vonkajšej elektrónovej sféry a d-orbitály prednej sféry;
v niektorých prípadoch, ako sme študovali na zadkoch atómov chlóru a sirki, pretože valenčné orbitály môžu vikorizovať a b/-orbitály vonkajšej sféry. Atómy všetkých prvkov inej periódy sa nachádzajú vo vonkajšej elektrónovej guli v orbitáloch okrem ^-orbitálov v prednej guli. Tiež valenčné orbitály týchto atómov môžu pojať tri viac ako osem elektrónov.
- To znamená, že maximálna kovalentnosť prvkov druhého obdobia sa rovná hodnote druhého obdobia.
Atómy prvkov tretej a súčasnej periódy možno použiť nielen na vytváranie kovalentných väzieb
Metóda valenčnej väzby je založená na predpoklade, že každý pár atómov v chemickej častici je odstránený súčasne pomocou jedného alebo viacerých elektrónových párov.
Tieto páry elektrónov patria dvom atómom, ktoré komunikujú a sú lokalizované v priestore medzi nimi.
Vplyvom gravitácie jadier atómov sa viažu na pár elektrónov a vzniká chemická väzba. Spätné zakrivenie atómových orbitálov Počas inventarizácie
elektronické zariadenie
Chemické časti elektrónov, fúzované a tvrdené, sú prenášané k susedným atómom a budú opísané atómovými orbitálmi.
Na najvyššej Schrödingerovej úrovni je zvolená funkcia najbližšieho okruhu tak, aby poskytovala minimálnu elektronickú energiu systému, aby sa spojila najväčšia hodnota energie.
Táto myseľ je dosiahnutá s najväčším presahom orbitálov, ktoré možno priradiť k jednému článku.
| Pár elektrónov, ktoré spájajú dva atómy, sa teda nachádza v oblasti prekrytia ich atómových orbitálov. | Orbitály, ktoré sa prekrývajú, sú zodpovedné za ich symetriu medzi jadrovou osou. | Opätovné zakrivenie atómových orbitálov pozdĺž čiar, ktoré viažu jadrá atómov, vedie k vytvoreniu väzieb σ. |
| Medzi dvoma atómami v chemickej jednotke je pravdepodobne len jedna σ-väzba. | Všetky σ-spojenia majú osovú symetriu pozdĺž internukleárnej osi. | Fragmenty chemických častíc sa môžu obaliť okolo medzijadrovej osi bez narušenia štádia prekrytia atómových orbitálov, ktoré tvoria väzby σ. |
Úhrn rovných, vysoko orientovaných σ-väzov vytvára štruktúru chemickej časti. S dodatočným prekrivením atómových orbitálov kolmo na väzbovú líniu vznikajú π väzby., V dôsledku toho vznikajú medzi atómami viacnásobné väzby: Single (σ)
Podviyna (σ+π) Potriina (σ + π + π)- І F-F O=O
N≡N
S odkazom π, ktorý nebolí
osová súmernosť volne obaľovačka Fragmenty chemickej časti v blízkosti σ-zväzku sa stanú nemožnými, takže fragmenty môžu viesť k prasknutiu π-zväzku. Krém z σ- a π-linkov, môžete vytvoriť iný typ spojiva - δ-link:, Spôsobiť, že takáto väzba sa vytvorí po vytvorení σ- a π-väzieb atómami, aby sa objavili atómy.
Keď je výmenný mechanizmus odstránený, väzba vzniká ako výsledok párovania spinov voľných elektrónov atómov.
V tomto prípade dochádza k prekrývaniu dvoch atómových orbitálov susedných atómov, z ktorých každý je obsadený jedným elektrónom. Pri strate nespárovaných elektrónov sa môže atóm dusíka podieľať na tvorbe troch kovalentných väzieb. Týmto spôsobom je vidieť, že obal atómov, ktoré sú spojené, zosilňuje párovanie prostredníctvom elektrónov, ako keby si ich vymieňali. Pri strate nespárovaných elektrónov sa môže atóm dusíka podieľať na tvorbe troch kovalentných väzieb. Napríklad, keď je molekula fluoridu boritého vytvorená s atómami, tri atómové orbitály bóru, z ktorých každý obsahuje jeden elektrón, sa prekrývajú s tromi atómovými orbitálmi troch atómov fluóru (každý z nich obsahuje aj jeden nepárový elektrón).
V dôsledku párovania elektrónov v oblastiach prekrytia podobných atómových orbitálov vznikajú tri páry elektrónov, ktoré viažu atómy k molekule. Za mechanizmom donor-akceptor sa prekrýva orbitál s párom elektrónov jedného atómu a druhý orbitál iného atómu.- І Pri strate nespárovaných elektrónov sa môže atóm dusíka podieľať na tvorbe troch kovalentných väzieb. V tomto prípade sa pár elektrónov objaví aj v oblasti prekrytia. Potriina (σ + π + π) Mechanizmus donor-akceptor zahŕňa napríklad pridanie fluoridového iónu k molekule fluoridu boritého. Pri strate nespárovaných elektrónov sa môže atóm dusíka podieľať na tvorbe troch kovalentných väzieb. Voľný Pri strate nespárovaných elektrónov sa môže atóm dusíka podieľať na tvorbe troch kovalentných väzieb.- orbitál bóru (akceptor elektrónového páru) v molekule BF 3 sa prekrýva s Potriina (σ + π + π)-orbitál F − iónu, ktorý hrá úlohu donoru elektrónového páru. Pri strate nespárovaných elektrónov sa môže atóm dusíka podieľať na tvorbe troch kovalentných väzieb. Akonáhle je ión vytvorený, má všetky kovalentné väzby bór-fluór rovnakej sily a energie, bez ohľadu na podriadenosť mechanizmu ich tvorby. Potriina (σ + π + π) Atomi, z ktorého je vytvorený vonkajší elektronický obal
s
Pri danom geometrickom tvare chemickej časti sa stopy kombinujú tak, že páry vonkajších elektrónov centrálneho atómu, aj keď nevytvárajú chemickú väzbu, môžu byť oddelené v priestore, pretože našli jeden druh. .
Pri úvahách o kovalentných chemických väzbách sa často stretávame s pojmom hybridizácia orbitálov centrálneho atómu – modifikácia ich energie a tvaru. Hybridizácia je formálna technika, ktorá sa používa na kvantovo-chemický popis tvorby orbitálov v chemických časticiach zarovnaných s voľnými atómami. Podstatou hybridizácie atómových orbitálov je skutočnosť, že elektrón je blízko jadra
spojený atóm
charakterizované nie jedným atómovým orbitálom, ale kombináciou atómových orbitálov s novým základným kvantovým číslom.
| Táto kombinácia sa nazýva hybridný (hybridizovaný) orbitál. | Hybridizácia spravidla spotrebuje viac a takmer energetické atómové orbitály obsadené elektrónmi. | V dôsledku hybridizácie vznikajú nové hybridné orbitály (obr. 24), ktoré sú v priestore orientované tak, že na nich rozmiestnené elektrónové páry (resp. nepárové elektróny) sa objavujú čo najďalej od seba, čo naznačuje minimálna energia medzi elektronikou. | Preto typ hybridizácie závisí od geometrie molekuly a iónu. |
| TYPY HYBRIDIZÁCIE | Typ hybridizácie | Geometrický tvar | Strihajte medzi odkazmi |
| TYPY HYBRIDIZÁCIE 2 | Aplikujte to | sp | lineárne |
| TYPY HYBRIDIZÁCIE 3 | 180 o | BeCl2 | trikutna |
| TYPY HYBRIDIZÁCIE 3 Potriina (σ + π + π) | 120 o | BCI 3 | štvorstenný |
| TYPY HYBRIDIZÁCIE 3 Potriina (σ + π + π) 2 | 109,5 o | CH 4 | trigonálny bipyramídový |
90°;
120 o
PCl 5
oktaedrický 90 o vytvorí sa spojenie: prázdne orbitály menšieho elektronegatívneho prvku a orbitály elektronegatívnejšieho prvku s pármi elektrónov, ktoré sa na nich nachádzajú, sú uzavreté. Keď sa poskladajú elektronické konfigurácie atómov, postarajú sa o ne oxidačný stupeň
- inteligentné číslo, ktoré charakterizuje náboj atómu v podpovrchu, výdavky vyplývajúce z používania iónovej reči.
Keďže valenčných orbitálov nie je dostatok, nahrádzajú sa orbitály postupujúcich energetických hladín; TYPY HYBRIDIZÁCIE Typ hybridizácie je určený geometriou chemického miesta.
Prítomnosť π-väzieb neovplyvňuje typ hybridizácie.
Prítomnosť dodatočnej väzby však môže viesť k zmene valenčných väzieb, fragmenty elektrónov viacnásobných väzieb sú navzájom silnejšie kombinované. TYPY HYBRIDIZÁCIE, TYPY HYBRIDIZÁCIE 2 , TYPY HYBRIDIZÁCIE 3 , TYPY HYBRIDIZÁCIE 3 Potriina (σ + π + π) Z týchto dôvodov je napríklad valenčný pás molekuly NO 2 ( TYPY HYBRIDIZÁCIE 3 Potriina (σ + π + π) 2-hybridizácia) sa zvyšuje zo 120 o na 134 o. Multiplicita väzby dusík-kyslík v tejto molekule je staršia ako 1,5, kde jedna zodpovedá jednej σ-väzbe, a 0,5 je staršia ako počet orbitálov atómu dusíka, ktorý sa nezúčastňuje hybridizácie (1 ) na aktívne elektronické páry, že stratili kyslosť atómu, takže môžu vytvoriť π-väzbu (2)., V Yaki Vartni Kuti pre atómiv, roshtashovani v PIDSTAVI PIRAMIDI (Ekvatorial Fammers), dorivnie 120 O, a Valentin Kuti pre lokalitu atomiv, roshtashovani na vrcholoch BIPIramii, dorivnoye 90 o. TYPY HYBRIDIZÁCIE 3 Potriina (σ + π + π) Experiment ukazuje, že nezdieľané elektrónové páry sú vždy umiestnené v rovníkovej rovine trigonálnej bipyramídy.
Atómy prvkov tretej a súčasnej periódy možno použiť nielen na vytváranie kovalentných väzieb
Na tomto stojane sa skús dopracovať k tomu, že smrady budú vibrovať viac ako voľný priestor, menej ako pár elektrónov, ktoré sa budú podieľať na spojení svetla.
Základom častíc z takejto zmesi nerozdelených elektrónových pár je fluorid sírový (obr. 27).
Keďže centrálny atóm súčasne zdieľa elektrónový pár a vytvára viacnásobné väzby (napríklad v molekule XeOF 2), potom
-Samotná hybridizácia rastie v rovníkovej rovine trigonálnej bipyramídy (obr. 28). Ideálna kovalentná väzba existuje len v častiach, ktoré sú zložené z nových atómov (H2, N2 atď.). zložený z blízkych, nesúvisiacich atómov chemických prvkov. vyznačujúce sa silou.
V mysliach väčšiny ľudí existuje len malý počet plynov, ktoré sa nazývajú ušľachtilé: hélium, neón, argón, kryptón, xenón a radón.
Chemické slová sa najčastejšie skladajú z rôznych atómov a sú zoskupené rôznymi spôsobmi.
Takéto kombinácie atómov môžu zahŕňať niekoľko, stovky, tisíce a dokonca viac atómov.
Sila, ktorá odoberá tieto atómy zo skladu takýchto zoskupení, je tzv< E(X) + E(Y)
Inými slovami, môžeme povedať, že chemická väzba sa nazýva interakcia, ktorá zabezpečuje väzbu susedných atómov vo väčšej štruktúre (molekuly, ióny, radikály, kryštály a pod.).
Dôvodom vytvorenia chemickej väzby je, že energia zložených štruktúr je menšia ako celková energia okolitých atómov, ktoré ich vytvárajú. Takže v skratke, pri interakcii atómov X a Y sa vytvorí molekula XY, čo znamená, že vnútorná energia molekúl tejto látky je nižšia, vnútorná energia ostatných atómov, z ktorých je vytvorená: E(XY) V skutočnosti sú tieto prvky charakterizované kovalenciou, ktorá sa rovná dvom pre kyselinu a jednému pre fluór. Preto, keď sa vytvoria chemické väzby medzi susednými atómami, energia je viditeľná. Pokiaľ ide o chemické väzby, odoberte časť elektrónu z vonkajšej elektrónovej sféry s najnižšou energetickou väzbou k jadru valencia
.
Napríklad bór s takýmito elektrónmi má 2 energetické úrovne - 2 elektróny na 2
orbitály 1 až 2
adsby.ru
p - orbitály: Môžu a majú výrazný potenciál prilákať odľahlý elektronický pár.
Je zrejmé, že je potrebné odstrániť elektrónový pár z jedného z atómov, v dôsledku čoho sa na ňom vytvorí čiastočný záporný náboj.
V skutočnosti sa na inom atóme vytvorí čiastočný kladný náboj.
Napríklad v molekule vodného chlóru je elektrónový pár premiestnený z atómu vody na atóm chlóru: Použite reč s kovalentným polárnym odkazom:СCl 4 H 2 S, CO 2 NH 3 SiO 2 atď.
Medzi atómami nekovov jedného vzniká kovalentná nepolárna väzba
chemický prvok
.
Fragmenty atómov sú identické, ale z podzemných elektrónov sa získava rovnaká štruktúra.
V súvislosti s tým sa netreba vyhýbať používaniu elektronického stávkovania:
Mechanizmus vzniku kovalentnej väzby, kedy atómy dodávajú elektróny na tvorbu skrytých elektrónových párov, sa podľa opisov nazýva výmena.
To isté platí pre mechanizmus donor-akceptor.< HBr < HCl < HF
Keď je kovalentná väzba uzavretá za donor-akceptorovým mechanizmom, elektrónový pár sa vytvorí medzi zaplneným orbitálom jedného atómu (s dvoma elektrónmi) a prázdnym orbitálom iného atómu.
Atóm, ktorý daruje osamelý elektrónový pár, sa nazýva donor a atóm z voľného orbitálu sa nazýva akceptor.
Donory elektrónových párov sú atómy, ktoré produkujú elektrónové páry, napríklad N, O, P, S. Napríklad mechanizmus donor-akceptor vyžaduje vytvorenie štvrtej kovalentnej väzby N-H v amónnom katióne NH4+: Kovalentné väzby sa okrem polarity vyznačujú aj energiou. Väzbová energia je minimálna energia potrebná na prerušenie väzby medzi atómami..
Iónová väzba je teda väzba vytvorená reakciou elektrostatického napätia katiónov na anióny.
Vznik tohto typu väzby je typický pri interakcii atómov typických kovov a typických nekovov.
Napríklad fluorid draselný.
Draslíkový katión vzniká ako výsledok odstránenia jedného elektrónu z neutrálneho atómu a fluórový ión vzniká pridaním jedného elektrónu k atómu fluóru:
Medzi uniknutými iónmi vzniká sila elektrostatickej gravitácie, v dôsledku čoho vzniká iónové spojenie.
Keď sa vytvorila chemická väzba, elektróny z atómu sodíka prešli na atóm chlóru a ióny sa trvalo nabili, čo môže viesť k dokončeniu súčasného energetického cyklu.
Zistilo sa, že elektróny z atómu kovu nie sú prenesené na povrch, namiesto toho, aby zničili atóm chlóru, ako aj kovalentnú väzbu.
Väčšina binárnych zlúčenín, ktoré nahrádzajú atómy kovov, je ionizovaná.
Napríklad oxidy, halogenidy, sulfidy, nitridy.
K iónovej väzbe dochádza aj medzi jednoduchými katiónmi a jednoduchými aniónmi (F − , Cl − , S 2-), ako aj medzi jednoduchými katiónmi a skladacími aniónmi (NO 3 − , SO 4 2-, PO 4 3-, OH −) .
Preto sa do zmesí iónov pridávajú soli bázy (Na 2 SO 4, Cu(NO 3) 2, (NH 4) 2 SO 4, Ca(OH) 2, NaOH).
Kovový odkaz
Tento typ väzby sa vytvára v kovoch.
Atómy všetkých kovov majú na svojej vonkajšej elektrónovej sfére elektróny, ktoré majú nízkoenergetickú väzbu s jadrom atómu.
Pre väčšinu kovov je energeticky dôležitým procesom strata vonkajších elektrónov.
Pri rešpektovaní takejto slabej interakcie s jadrom elektrónov v kovoch, ktoré sú dokonca drobivé a v kožnom kryštáli kovu, sa neustále pozoruje nástup procesu:
Keďže atóm vody je spojený s elektronegatívnym atómom, v atóme vody vzniká čiastočný kladný náboj a v atóme elektronegatívneho prvku sa vytvára čiastočný záporný náboj.
V súvislosti s tým je možné elektrostatické napätie medzi čiastočne kladne nabitým atómom jednej molekuly a elektronegatívnym atómom inej molekuly.