Kovalentna vez v molekuli dušika je zaključena.
adsby.ru Pori roku
Kovalentna vez (iz latinskega »zi« skupaj in »vales« ima moč) je vključen v strukturo elektronskega para, ki pripada obema atomoma. Nastane med nekovinskimi atomi.
Elektronegativnost nekovin je velika, zato ko
kemična interakcija
dveh nekovinskih atomov zunaj prenos elektronov z enega na drugega (kot v primeru) ni mogoč. 2 In tukaj je potrebno deliti elektrone za vyconania. 3 Kako razpravljati o interakciji atomov v vodi in kloru: 3 H 1s 1 - en elektron Cl 1s 2 2s 2
str 6
s 2
p5 - sedem elektronov na zunanji ravni
Vsak od dveh atomov izgubi en elektron, da bi dokončal zunanjo elektronsko lupino.
Vsak od atomov prikazuje en elektron naenkrat. Tim sam določa, da se oktet pojavlja kot wikiname. Najboljši način za ponazoritev tega je uporaba Lewisovih formul:
Osvetlitev kovalentne vezi
Ločeni elektroni se zdaj nahajajo v obeh atomih.
Atom vode ima dva elektrona (lastni plus elektron atoma klora), atom klora pa ima vse elektrone (njen plus karbonizirani elektron atoma vode).
Kovalentna vez nastane, ko si delita elektrone dveh nekovinskih atomov.
Struktura vinila se imenuje molekula.
Polarna kovalentna vez V večini primerov sta dva atoma povezana s kovalentno vezjo Raztrgal bom elektronegativnost in lokalizirani elektroni ne pripadajo dvema atomoma raven ravni . Večino časa je smrad bližje enemu atomu kot drugemu.
V molekuli klora so na primer elektroni, ki tvorijo kovalentno vez, bližje atomu klora in delci njegove elektronegativnosti so večji od tistih v vodi.
Vendar pa razlika v sposobnosti privabljanja elektronov ni tako velika, da bi prišlo do zunanjega prenosa elektrona z atoma vode na atom klora.
Zato lahko vezi med atomi vode in klora vidimo kot sredino med ionsko vezjo (zunaj prenosa elektrona) in nepolarno kovalentno vezjo (simetrična porazdelitev elektronov med dvema atomoma).
Ali je delni naboj na atomih označen z grško črko?
Takšna povezava se imenuje polarni kovalentni
povezava, glede molekule klora pa se zdi, da je polarna, torej ima pozitivno nabit konec (atom vode) in negativno nabit konec (atom klora). Spodnja tabela povzema glavne vrste spojev in opornic:
Izmenjevalni in donorsko-akceptorski mehanizem za tvorbo kovalentnih vezi
1) Menjalni mehanizem.
1 Vsak atom ima en neparni elektron in en par elektronov.
2 2) Donorsko-akceptorski mehanizem. En atom (donor) daje elektronski par, drugi atom (akceptor) pa daje temu paru prosto orbitalo. KS
- Povezava, ki je povezana z elektronskim parom, ki pripada obema atomoma.:
Umovi utvorennya KS: nastaja med atomi z visoko elektronegativnostjo (Elektrodinamika – sposobnost atomov, da privlačijo elektrone). ∆Χ – razlika v elektronegativnosti 2 atomov, saj je ∆Χ≤1,4, polarne vezi: HCl, H 2 Pro, H 2 S, NH 3 in in. Nastanek molekule HCl lahko prikažemo s shemo H. +.
Сl: = Н:Cl: Elektronski par je premaknjen k atomu klora, zato je večja elektronegativnost atoma klora (2.83), nižje pa atoma vode (2.1). 2 – donorsko-akceptorski mehanizem
: - domneva se, da par elektronov enega atoma (donor) zaseda prosto orbitalo drugega atoma (akceptor).
| V molekuli amoniaka ima atom dušika osamljen elektronski par (dvoelektronski par): . |
Ion ima prosto (nezapolnjeno) 1s orbitalo, ki jo lahko označimo kot H+.
Ko ion osvetlimo z amonijem, potem dvoelektronska tema dušika postane ogenj za atome dušika in vode.
Spremenila se bo v molekularni elektronski kaos.
No, krivec je četrti kovalentni člen.
Postopek vzpostavitve amonijevega iona lahko predstavimo s shemo - + □H+ → Naboj vodnega iona postane vnetljiv (zaradi desnostranskih reakcij, zato pride do absorpcije rose med vsemi atomi), dvoelektronski naboj (osamljeni elektronski par), ki pripada dušiku, pa postane vnetljiv z vodo. Kovalentna vez je lahko polarna (nagubane molekule) ali nepolarna (enostavne molekule). Moč kovalentne vezi
Kovalentna vez je za oblasti majhnega pomena. Pred njimi sta: nujnost in neposrednost. Intenzivnost značilna moč.
Kot smo že videli, lahko par elektronov, ki ga tvorijo kovalentne vezi, ustvarimo s pomočjo neparnih elektronov, ki jih najdemo v neporavnanih medsebojnih atomih.
To je na primer ustvarjanje molekul, kot so H2, HC1, Cl2.
Tukaj vsak atom vsebuje en nesparjen elektron;
Ko dva takšna atoma medsebojno vplivata, nastane skupni elektronski par – nastane kovalentna vez.
Neprebujen atom dušika ima tri neparne elektrone: Tudi za izgubo neparnih elektronov lahko atom dušika sodeluje pri tvorbi treh kovalentnih vezi. To se zgodi na primer v molekulah N2 ali NH3, v katerih je kovalentnost dušika enaka 3.
Vendar je lahko število kovalentnih vezi večje od števila neparnih elektronov, prisotnih v neporavnanem atomu. Torej ima zunanja elektronska krogla ogljikovega atoma v normalnem stanju strukturo, ki jo predstavlja diagram: Za izmenjavo neparnih elektronov lahko ogljikov atom tvori dve kovalentni vezi.
Čas je pogosto značilen za premog, v katerem se atom veže s površinskimi atomi kovalentnih vezi (na primer CO 2, CH 4 itd.).
To je posledica dejstva, da se lahko s porabo dejanske energije eden od 2 elektronov v atomu prenese na podstavek 2 r Vendar je za takšno prehajanje vezi potrebno veliko energije, ki pa ni pokrita z energijo, ki je vidna v novih vezah.
Zato lahko za izmenjavo neparnih elektronov kisli atom ustvari največ dve kovalentni vezi, atom fluora pa samo eno. Pravzaprav je za te elemente značilna kovalentnost, ki je enaka dve za kislino in ena za fluor. Atomi elementov tretjega in prihajajočih obdobij se odložijo v zunanjo elektronsko kroglico "i-division", na katero se lahko, ko se prebudijo, premaknejo
s- 
in p-elektroni zunanje krogle.
Zato obstajajo dodatne možnosti za povečanje neparnih elektronov.
Torej atom klora, ki ima v vzbujenem stanju en neparni elektron prenosi se lahko izvedejo s porabo dejanske energije v prebujenem stanju (SI), za katerega so značilni trije, pet ali celo en nesparjeni elektroni: Zato lahko pri zamenjavi atoma fluora atom klora sodeluje v svetlobi kot ena ali tri, pet ali sedem kovalentnih vezi.
Tako je v klorovi kislini HClO 2 kovalentnost klora tri, v perklorovi kislini HClO 3 - pet in v perklorovi kislini HClO 4 - sedem. Podobno lahko atom žvepla, ki vsebuje tudi nezasedeno površino, preide v prebujanje s štirimi ali šestimi neparnimi elektroni in sodeluje, vendar v luči ne le dveh, kot kisnu, ampak tudi oh ali šest kovalentnih vezi. To je mogoče pojasniti s tvorbo spojin, v katerih ima žveplo kovalenco, ki je podobna štiri (SO 2 , SCl 4 ) ali šest (SF 6 ).
Tu je kovalentna vez vezana za ravnovesje elektronov, ki so pripadali enemu atomu (darovalec elektronski par) in prosta orbitala drugega atoma (sprejemnik elektronske stave). Ta metoda ustvarjanja kovalentne vezi se imenuje darovalec-akceptor
V tem primeru je donor elektronskega para atom dušika, akceptor pa atom vode. Dosvidom ugotovil, da kaj povezava N-H
v vseh odnosih je enaka vrednost.
To pomeni, da vezi, ustvarjene z donorsko-akceptorsko metodo, ne delijo svojih moči s kovalentno vezjo, ustvarjeno z izmenjavo nesparjenih elektronov atomov, ki medsebojno delujejo.
Druga vrsta molekule, vključno z vezmi, ustvarjenimi z donorsko-akceptorsko metodo, je lahko molekula dušikovega oksida (I) N 2 O.
Prej je bila strukturna formula formule prikazana na naslednji način:
V skladu s to formulo je osrednji atom dušika povezan s sosednjimi atomi s petimi kovalentnimi vezmi, tako da je v njegovi zunanji elektronski krogli deset elektronov (pet elektronskih parov).
Če je treba takšno načelo upoštevati elektronsko strukturo atoma dušika, lahko fragmenti njegove zunanje L-sfere sprejmejo štiri orbitale (eno 5 in tri p-orbitale) in ne morejo sprejeti več kot osem elektronov.
Zdaj koža treh atomov, ki tvori molekulo N 2 O, tvori stabilno osemelektronsko strukturo zunanje krogle.
Če je kovalentna vez ustvarjena z donorsko-akceptorsko metodo, je splošno sprejeto, da lahko s puščico naravnost od donorskega atoma do akceptorskega atoma strukturno formulo dušikovega oksida (I) predstavimo takole:
Tudi v dušikovem oksidu (I) je kovalentnost osrednjega atoma enaka dušiku, najbolj oddaljenega atoma pa je enaka dve. Preučeni primeri kažejo, da imajo atomi različne možnosti za ustvarjanje kovalentnih vezi. Preostale lahko ustvarimo za delež neparnih elektronov neprebujenega atoma in za delež neparnih elektronov, ki se pojavijo kot posledica prebujanja atoma (»razparjanje« elektronskih parov), in morda v donorsko-akceptorski način. Število kovalentnih vezi, ki tvorijo atom, je medsebojno povezano. Pojavi se Vono
do neverjetnega datuma
valenčne orbitale, tj. tiste orbitale, pri katerih se osvetlitev kovalentnih vezi zdi energijsko pomembna. Pravzaprav je za te elemente značilna kovalentnost, ki je enaka dve za kislino in ena za fluor.і Kvantnomehanski razvoj kaže, da ležijo podobne orbitale S- Pravzaprav je za te elemente značilna kovalentnost, ki je enaka dve za kislino in ena za fluor.і Tudi za izgubo neparnih elektronov lahko atom dušika sodeluje pri tvorbi treh kovalentnih vezi. p-orbitale zunanje elektronske sfere in d-orbitale sprednje sfere;
v nekaterih primerih, kot smo preučevali na zadnjicah klorovih atomov in sirki, lahko kot valenčne orbitale vikorizirajo in b/-orbitale zunanje sfere. Atomi vseh elementov druge periode se nahajajo v zunanji elektronski krogli v orbitalah poleg ^-orbital v sprednji krogli. Prav tako lahko valenčne orbitale teh atomov sprejmejo tri več kot osem elektronov.
- To pomeni, da je največja kovalentnost elementov druge periode enaka tisti v drugi periodi.
Atome elementov tretjega in sedanjega obdobja je mogoče uporabiti ne le za ustvarjanje kovalentnih vezi
Metoda valenčne vezi temelji na predpostavki, da se vsak par atomov v kemičnem delcu hkrati odstrani z uporabo enega ali več elektronskih parov.
Ti pari elektronov pripadajo dvema atomoma, ki komunicirata in sta lokalizirana v prostoru med njima.
Zaradi gravitacije se jedra atomov vežejo na nekaj elektronov in nastane kemična vez. Ponavljanje atomskih orbital Med popisom
elektronska naprava
Kemični deli elektronov, zliti in utrjeni, se prenesejo na sosednje atome in bodo opisani z atomskimi orbitalami.
Na najvišji ravni Schrödingerja je funkcija najbližjega vezja izbrana tako, da zagotavlja minimalno elektronsko energijo sistema, tako da je največja vrednost energije sklopljena.
Ta um je dosežen z največjim prekrivanjem orbital, ki jih je mogoče pripisati eni povezavi.
| Tako se par elektronov, ki povezuje dva atoma, nahaja v območju prekrivanja njunih atomskih orbital. | Orbitale, ki se prekrivajo, so odgovorne za svojo simetrijo med jedrsko osjo. | Ukrivljenost atomskih orbital vzdolž linij, ki vežejo jedra atomov, povzroči nastanek vezi σ. |
| Med dvema atomoma v kemijski enoti obstaja verjetno samo ena σ-vez. | Vse σ-povezave imajo osno simetrijo vzdolž internuklearne osi. | Fragmenti kemičnih delcev se lahko ovijejo okoli internuklearne osi, ne da bi prekinili stopnjo prekrivanja atomskih orbital, ki tvorijo σ vezi. |
Skupina ravnih, visoko usmerjenih σ-ligamentov ustvarja strukturo kemičnega dela. Z dodatnim prekrivljanjem atomskih orbital pravokotno na vezno črto nastanejo π vezi., Posledično se med atomi pojavijo številne vezi: Enojni (σ)
Podvijna (σ+π) Potriina (σ + π + π)- І F−F O=O
N≡N
S π-vezo, ki ne boli
osna simetrija volne ovoj Fragmenti kemičnega dela v bližini σ-snopa postanejo nemogoči, zato lahko fragmenti povzročijo pretrganje π-snopa. Krema σ- in π-povezav, lahko ustvarite drugo vrsto veziva - δ-povezavo:, Povzroči, da se taka vez ustvari po ustvarjanju σ- in π-vezi z atomi za pojav atomov.
Ko je menjalni mehanizem odstranjen, nastane vez kot posledica združevanja spinov prostih elektronov atomov.
V tem primeru pride do prekrivanja dveh atomskih orbital sosednjih atomov, od katerih vsako zaseda en elektron. Tudi za izgubo neparnih elektronov lahko atom dušika sodeluje pri tvorbi treh kovalentnih vezi. Na ta način se vidi, da koža povezanih atomov intenzivira združevanje preko elektronov, kot da bi jih izmenjevala. Tudi za izgubo neparnih elektronov lahko atom dušika sodeluje pri tvorbi treh kovalentnih vezi. Na primer, ko je molekula borovega trifluorida ustvarjena z atomi, se tri atomske orbitale bora, od katerih vsaka vsebuje en elektron, prekrivajo s tremi atomskimi orbitalami treh atomov fluora (vsaka od njih vsebuje tudi en neparni elektron).
Kot posledica združevanja elektronov v območjih prekrivanja podobnih atomskih orbital se pojavijo trije pari elektronov, ki vežejo atome v molekulo. Za donorsko-akceptorskim mehanizmom se prekrivata orbitala s parom elektronov enega atoma in druga orbitala drugega atoma.- І Tudi za izgubo neparnih elektronov lahko atom dušika sodeluje pri tvorbi treh kovalentnih vezi. V tem primeru se v območju prekrivanja pojavi tudi par elektronov. Potriina (σ + π + π) Donorsko-akceptorski mehanizem vključuje na primer dodatek fluoridnega iona k molekuli borovega trifluorida. Tudi za izgubo neparnih elektronov lahko atom dušika sodeluje pri tvorbi treh kovalentnih vezi. prazen Tudi za izgubo neparnih elektronov lahko atom dušika sodeluje pri tvorbi treh kovalentnih vezi.-orbitala bora (akceptor elektronskega para) v molekuli BF 3 se prekriva z Potriina (σ + π + π)-orbitala iona F −, ki ima vlogo donorja elektronskega para. Tudi za izgubo neparnih elektronov lahko atom dušika sodeluje pri tvorbi treh kovalentnih vezi. Ion, ko je enkrat vzpostavljen, ima vse bor-fluor kovalentne vezi enake moči in energije, ne glede na podrejenost mehanizma njihovega nastanka. Potriina (σ + π + π) Atomi, katerih zunanji elektronski ovoj je sestavljen iz
s
Z dano geometrijsko obliko kemijskega dela se sledi združijo tako, da se lahko pari zunanjih elektronov centralnega atoma, tudi če ne ustvarjajo kemijske vezi, ločijo v prostoru, saj so našli eno vrsto enega. .
Pri obravnavi kovalentnih kemijskih vezi se pogosto srečujemo s konceptom hibridizacije orbital centralnega atoma - spreminjanja njihove energije in oblike. Hibridizacija je formalna tehnika, ki se uporablja za kvantno kemijski opis tvorbe orbital v kemičnih delcih, poravnanih s prostimi atomi. Bistvo hibridizacije atomskih orbital je v tem, da je elektron blizu jedra.
povezani atom
za katerega ni značilna ena sama atomska orbitala, temveč kombinacija atomskih orbital z novim temeljnim kvantnim številom.
| Ta kombinacija se imenuje hibridna (hibridizirana) orbitala. | Hibridizacija praviloma porabi več atomskih orbital blizu energije, ki jih zasedejo elektroni. | Kot rezultat hibridizacije se pojavijo nove hibridne orbitale (slika 24), ki so v prostoru usmerjene tako, da so na njih porazdeljeni elektronski pari (ali nesparjeni elektroni) videti čim bolj oddaljeni drug od drugega, kar kaže na najmanj energije med elektroniko. | Zato je vrsta hibridizacije odvisna od geometrije molekule in iona. |
| VRSTE HIBRIDIZACIJE | Vrsta hibridizacije | Geometrijska oblika | Prerežite med povezavami |
| VRSTE HIBRIDIZACIJE 2 | Nanesite ga | sp | linearni |
| VRSTE HIBRIDIZACIJE 3 | 180 o | BeCl2 | trikutna |
| VRSTE HIBRIDIZACIJE 3 Potriina (σ + π + π) | 120 o | BCl 3 | tetraedričen |
| VRSTE HIBRIDIZACIJE 3 Potriina (σ + π + π) 2 | 109,5 o | CH 4 | trigonalno bipiramidalno |
90 o;
120 o
PCL 5
oktaedričen 90 o povezava je vzpostavljena: prazne orbitale manj elektronegativnega elementa in orbitale bolj elektronegativnega elementa s pari elektronov, ki se nahajajo na njih, so zaprte. Ko so zložene, zanje poskrbijo elektronske konfiguracije atomov stopnja oksidacije
- pametno število, ki označuje naboj atoma v podzemlju, stroški, ki izhajajo iz uporabe ionskega govora.
Ker ni dovolj valenčnih orbital, se zamenjajo orbitale napredujočih energijskih nivojev; VRSTE HIBRIDIZACIJE Vrsta hibridizacije je določena z geometrijo kemijskega mesta.
Prisotnost π-povezav ne vpliva na vrsto hibridizacije.
Vendar pa lahko prisotnost dodatne vezi povzroči spremembo valenčnih vezi, fragmenti elektronov več vezi so med seboj močneje povezani. VRSTE HIBRIDIZACIJE, VRSTE HIBRIDIZACIJE 2 , VRSTE HIBRIDIZACIJE 3 , VRSTE HIBRIDIZACIJE 3 Potriina (σ + π + π) Zaradi teh razlogov je na primer valenčni pas molekule NO 2 ( VRSTE HIBRIDIZACIJE 3 Potriina (σ + π + π) 2-hibridizacija) se poveča s 120 o na 134 o. Mnogokratnost vezi dušik-kisik v tej molekuli je starejša od 1,5, kjer ena ustreza eni σ-vezi, 0,5 pa je starejša od števila orbital dušikovega atoma, ki ne sodeluje pri hibridizaciji (1 ) v aktivni elektronski pari, da so izgubili kislost atoma, da lahko vzpostavijo π-vez (2)., V Yaki Vartni Kuti za atomiv, roshtashovani v PIDSTAVI PIRAMIDI (Ekvatorial Fammers), dorivnie 120 O, in Valentin Kuti za mesto atomiv, roshtashovani na vrhovih BIPIramii, dorivnoye 90 o. VRSTE HIBRIDIZACIJE 3 Potriina (σ + π + π) Poskus pokaže, da se nedeljeni elektronski pari vedno nahajajo v ekvatorialni ravnini trigonalne bipiramide.
Atome elementov tretjega in sedanjega obdobja je mogoče uporabiti ne le za ustvarjanje kovalentnih vezi
Na tem stojalu poskusite ugotoviti, da bodo smrdi vibrirali več kot prosti prostor, manj kot par elektronov, ki bodo sodelovali pri svetlobni povezavi.
Zadek delcev iz takšne mešanice nerazdeljenih elektronskih hlapov je žveplov tetrafluorid (slika 27).
Ker si centralni atom hkrati deli elektronski par in ustvarja več vezi (na primer v molekuli XeOF 2), potem
-Hibridizacija sama raste v ekvatorialni ravnini trigonalne bipiramide (slika 28). Idealna kovalentna vez obstaja le v delih, ki so sestavljeni iz novih atomov (H2, N2 itd.). sestavljen iz tesnih, nepovezanih atomov kemičnih elementov. značilna moč.
V glavah večine ljudi obstaja le majhno število plinov, ki jih imenujemo plemeniti: helij, neon, argon, kripton, ksenon in radon.
Najpogosteje so kemijske besede sestavljene iz različnih atomov in so združene na različne načine.
Takšne kombinacije atomov lahko vključujejo nekaj, stotine, tisoče in celo več atomov.
Sila, ki odstrani te atome iz skladišča takih skupin, se imenuje< E(X) + E(Y)
Z drugimi besedami lahko rečemo, da se kemična vez imenuje interakcija, ki zagotavlja vezavo sosednjih atomov v večjo strukturo (molekule, ione, radikale, kristale itd.).
Razlog za nastanek kemične vezi je v tem, da je energija nagubanih struktur manjša od skupne energije okoliških atomov, ki jih tvorijo. Torej, na kratko, ko atoma X in Y medsebojno delujeta, nastane molekula XY, kar pomeni, da je notranja energija molekul te snovi manjša od notranje energije drugih atomov, iz katerih je ustvarjena: E(XY) Pravzaprav je za te elemente značilna kovalentnost, ki je enaka dve za kislino in ena za fluor. Zato je energija vidna, ko se ustvarijo kemične vezi med sosednjimi atomi. Kar zadeva kemične vezi, vzemite del elektrona iz zunanje elektronske krogle z najnižjo energijsko vezjo v jedro valenca
.
Na primer, bor s takimi elektroni ima 2 energijski ravni - 2 elektrona na 2
orbitale 1 do 2
adsby.ru
str -orbitale: Lahko in imajo izrazit potencial, da privabijo osamljen elektronski par.
Očitno je treba odstraniti elektronski par iz enega od atomov, zaradi česar se na njem tvori delni negativni naboj.
Pravzaprav se na drugem atomu tvori delni pozitivni naboj.
Na primer, v molekuli vodnega klora se elektronski par premakne iz atoma vode v atom klora: Uporabite govor s kovalentno polarno povezavo:СCl 4 H 2 S, CO 2 NH 3 SiO 2 itd.
Med atomi nekovin enega se ustvari kovalentna nepolarna vez
kemični element
.
Fragmenti atomov so identični, vendar je ista struktura črpana iz podzemnih elektronov.
V zvezi s tem se ni treba izogibati uporabi elektronskih stav:
Mehanizem za nastanek kovalentne vezi, ko atomi dovajajo elektrone za nastanek skritih elektronskih parov, po opisih imenujemo izmenjava.
Enako velja za donorsko-akceptorski mehanizem.< HBr < HCl < HF
Ko se kovalentna vez sklene za donorsko-akceptorskim mehanizmom, nastane elektronski par med napolnjeno orbitalo enega atoma (z dvema elektronoma) in prazno orbitalo drugega atoma.
Atom, ki odda osamljeni elektronski par, se imenuje donor, atom iz proste orbitale pa akceptor.
Donorji elektronskih parov so atomi, ki proizvajajo elektronske pare, na primer N, O, P, S. Na primer, donorsko-akceptorski mehanizem zahteva tvorbo četrte kovalentne vezi N-H v amonijevem kationu NH 4 +: Za kovalentne vezi je poleg polarnosti značilna tudi energija. Vezna energija je najmanjša energija, ki je potrebna za prekinitev vezi med atomi..
Tako je ionska vez vez, ki nastane z reakcijo elektrostatične napetosti kationov na anione.
Tvorba te vrste vezi je značilna pri interakciji atomov tipičnih kovin in tipičnih nekovin.
Na primer, kalijev fluorid.
Kalijev kation nastane kot posledica odstranitve enega elektrona iz nevtralnega atoma, fluorov ion pa nastane z dodajanjem enega elektrona atomu fluora:
Med ioni, ki uidejo, nastane sila elektrostatične gravitacije, zaradi česar nastane ionska povezava.
Ko je nastala kemična vez, so elektroni iz atoma natrija prešli na atom klora in ioni so postali trajno nabiti, kar lahko privede do zaključka trenutnega energijskega cikla.
Ugotovljeno je bilo, da se elektroni iz atoma kovine ne prenesejo na površino, namesto da uničijo atom klora in tudi kovalentno vez.
Večina binarnih spojin, ki nadomeščajo kovinske atome, je ioniziranih.
Na primer oksidi, halogenidi, sulfidi, nitridi.
Ionska vez nastane tudi med enostavnimi kationi in enostavnimi anioni (F − , Cl − , S 2-), pa tudi med enostavnimi kationi in zvitimi anioni (NO 3 − , SO 4 2- , PO 4 3- , OH −) .
Zato ionskim mešanicam dodajamo soli baz (Na 2 SO 4, Cu(NO 3) 2, (NH 4) 2 SO 4), Ca(OH) 2, NaOH).
Kovinski člen
Ta vrsta vezi nastane v kovinah.
Atomi vseh kovin imajo na svoji zunanji elektronski krogli elektrone, ki imajo nizkoenergijsko vez z jedrom atoma.
Za večino kovin je energijsko pomemben proces izguba zunanjih elektronov.
Ob upoštevanju tako šibke interakcije z jedrom elektronov v kovinah, ki so zelo krhke, in v kožnem kristalu kovine se nenehno opazuje začetek procesa:
Ker je atom vode povezan z elektronegativnim atomom, se v atomu vode ustvari delni pozitivni naboj, v atomu elektronegativnega elementa pa delni negativni naboj.
V povezavi s tem postane možna elektrostatična napetost med delno pozitivno nabitim atomom ene molekule in elektronegativnim atomom druge.