Kovalenttinen sidos on yleisin kemiallinen sidostyyppi, joka suoritetaan vuorovaikutuksella samojen tai samanlaisten elektronegatiivisuusarvojen kanssa.
Kovalenttinen sidos on atomien välinen sidos käyttämällä yhteisiä elektronipareja.
Elektronin löytämisen jälkeen tehtiin monia yrityksiä kehittää elektroninen teoria kemiallisesta sidoksesta. Menestyneimmät olivat Lewisin (1916) teokset, jotka ehdottivat sidoksen muodostumista kahdelle atomille yhteisten elektroniparien ilmaantumisen seurauksena. Tätä varten jokainen atomi antaa saman määrän elektroneja ja yrittää ympäröidä itsensä elektronien oktetilla tai dupletilla, joka on ominaista jalokaasujen ulkoiselle elektronikonfiguraatiolle. Graafisesti pariutumattomista elektroneista johtuva kovalenttisten sidosten muodostuminen Lewisin menetelmää käyttäen on kuvattu atomin ulkoelektroneja osoittavilla pisteillä.
Kovalenttisen sidoksen muodostuminen Lewisin teorian mukaan
Kovalenttisen sidoksen muodostumismekanismi
Kovalenttisen sidoksen pääominaisuus on yhteisen elektroniparin läsnäolo, joka kuuluu molempiin kemiallisesti toisiinsa liittyviin atomeihin, koska kahden elektronin läsnäolo kahden ytimen toimintakentässä on energeettisesti edullisempaa kuin kunkin elektronin läsnäolo atomin kentässä. oma ydin. Yhteisen elektronisidosparin muodostuminen voi tapahtua erilaisten mekanismien kautta, useimmiten vaihdon kautta ja joskus luovuttaja-akseptorimekanismien kautta.
Kovalenttisen sidoksen muodostumisen vaihtomekanismin periaatteen mukaan jokainen vuorovaikutuksessa olevista atomeista toimittaa saman määrän elektroneja antirinnakkaisilla spineillä sidoksen muodostamiseksi. Esimerkiksi:
Yleinen kaavio kovalenttisen sidoksen muodostamiseksi: a) vaihtomekanismin mukaan; b) luovuttaja-akseptori -mekanismilla Luovuttaja-akseptorimekanismin mukaan kahden elektronin sidos syntyy, kun eri hiukkaset ovat vuorovaikutuksessa. Yksi heistä on luovuttaja V: sillä on jakamaton elektronipari (eli yksi, joka kuuluu vain yhdelle atomille) ja toinen on vastaanottaja IN— sillä on vapaa orbitaali.
Hiukkasta, joka tarjoaa kahden elektronin (jakamattoman elektroniparin) sidokseen, kutsutaan luovuttajaksi, ja hiukkasta, jolla on vapaa orbitaali ja joka hyväksyy tämän elektroniparin, kutsutaan akseptoriksi.
Kovalenttisen sidoksen muodostumismekanismia, joka johtuu yhden atomin kahden elektronin pilvestä ja toisen vapaasta orbitaalista, kutsutaan luovuttaja-akseptorimekanismiksi.
Luovuttaja-akseptorisidosta kutsutaan muuten semipolaariseksi, koska luovuttajaatomiin ilmaantuu osittainen tehollinen positiivinen varaus δ+ (johtuen siitä, että sen jakamaton elektronipari on poikennut siitä) ja osittainen tehokas negatiivinen varaus δ- akseptoriatomi (johtuen siitä, että sen suunta muuttuu luovuttajan jakamattoman elektroniparin suhteen).
Esimerkki yksinkertaisesta elektroniparin luovuttajasta on H-ioni — , jolla on jakamaton elektronipari. Negatiivisen hydridi-ionin lisäämisen seurauksena molekyyliin, jonka keskusatomilla on vapaa orbitaali (esitetty kaaviossa tyhjäksi kvanttisoluksi), esimerkiksi BH 3, muodostuu kompleksinen kompleksi-ioni BH 4 — negatiivisella varauksella (N — + VN 3 ⟶⟶ [VN 4 ] -) :
Elektroniparin vastaanottaja on vetyioni tai yksinkertaisesti H+-protoni. Sen lisääminen molekyyliin, jonka keskusatomilla on jakamaton elektronipari, esimerkiksi NH 3:een, johtaa myös kompleksisen ionin NH 4 + muodostumiseen, mutta jolla on positiivinen varaus:
Valenssisidosmenetelmä
Ensimmäinen kovalenttisen sidoksen kvanttimekaaninen teoria Heitler ja Lontoo loivat (vuonna 1927) kuvaamaan vetymolekyyliä, ja Pauling sovelsi sitä myöhemmin moniatomisiin molekyyleihin. Tätä teoriaa kutsutaan valenssisidosmenetelmä, jonka pääsäännökset voidaan tiivistää lyhyesti seuraavasti:
- kutakin molekyylin atomiparia pitää yhdessä yksi tai useampi yhteinen elektronipari, jolloin vuorovaikutuksessa olevien atomien elektroniradat menevät päällekkäin;
- sidoksen lujuus riippuu elektroniratojen päällekkäisyyden asteesta;
- kovalenttisen sidoksen muodostumisen ehto on elektronien spinien vastasuuntaus; tästä johtuen syntyy yleistynyt elektronirata, jolla on suurin elektronitiheys ytimien välisessä tilassa, mikä varmistaa positiivisesti varautuneiden ytimien vetovoiman toisiinsa ja siihen liittyy järjestelmän kokonaisenergian väheneminen.
Atomiratojen hybridisaatio
Huolimatta siitä, että s-, p- tai d-orbitaalien elektronit, joilla on eri muotoja ja eri suuntauksia avaruudessa, osallistuvat kovalenttisten sidosten muodostumiseen, monissa yhdisteissä nämä sidokset osoittautuvat vastaaviksi. Tämän ilmiön selittämiseksi otettiin käyttöön "hybridisaation" käsite.
Hybridisaatio on prosessi, jossa muodoltaan ja energialtaan kiertoradat sekoitetaan ja kohdistetaan, jonka aikana energialtaan lähellä olevien kiertoradojen elektronitiheydet jakautuvat uudelleen, minkä seurauksena niistä tulee ekvivalentteja.
Hybridisaatioteorian perussäännökset:
- Hybridisaation aikana alkumuoto ja orbitaalit muuttuvat keskenään, ja muodostuu uusia, hybridisoituneita kiertoradat, mutta joilla on sama energia ja sama muoto, jotka muistuttavat epäsäännöllistä kahdeksaslukua.
- Hybridisoituneiden orbitaalien lukumäärä on yhtä suuri kuin hybridisaatioon osallistuvien lähtöorbitaalien lukumäärä.
- Hybridisaatioon voivat osallistua kiertoradat, joilla on samanlainen energia (ulomman energiatason s- ja p-orbitaalit ja ulomman tai alustavan tason d-orbitaalit).
- Hybridisoidut kiertoradat ovat pidentyneempiä kemiallisten sidosten muodostumissuunnassa ja tarjoavat siksi paremman päällekkäisyyden viereisen atomin kiertoradan kanssa, minkä seurauksena siitä tulee vahvempi kuin yksittäisten ei-hybridiorbitaalien elektronien muodostama.
- Vahvempien sidosten muodostumisen ja elektronitiheyden symmetrisemmän jakautumisen ansiosta molekyylissä saadaan energian lisäys, joka yli kompensoi hybridisaatioprosessissa tarvittavan energiankulutuksen.
- Hybridisoidut kiertoradat on suunnattava avaruudessa siten, että varmistetaan keskinäinen maksimaalinen etäisyys toisistaan; tässä tapauksessa repulsioenergia on minimaalinen.
- Hybridisaation tyyppi määräytyy poistumisorbitaalien tyypin ja lukumäärän mukaan ja se muuttaa sidoskulman kokoa sekä molekyylien avaruudellista konfiguraatiota.
Hybridisoituneiden orbitaalien muoto ja sidoskulmat (geometriset kulmat orbitaalien symmetriaakseleiden välillä) hybridisaatiotyypistä riippuen: a) sp-hybridisaatio; b) sp2-hybridisaatio; c) sp3-hybridisaatio Molekyylejä (tai yksittäisiä molekyylifragmentteja) muodostettaessa tapahtuu useimmiten seuraavanlaisia hybridisaatiotyyppejä:
Sp-hybridisaation yleinen kaavio Sidokset, jotka muodostuvat elektronien osallistuessa sp-hybridisoituneilta kiertoradoilta, sijoitetaan myös 180 0 kulmaan, mikä johtaa molekyylin lineaariseen muotoon. Tämän tyyppistä hybridisaatiota havaitaan toisen ryhmän alkuaineiden halogenideissa (Be, Zn, Cd, Hg), joiden valenssitilassa olevissa atomeissa on parittomia s- ja p-elektroneja. Lineaarinen muoto on ominaista myös muiden alkuaineiden molekyyleille (0=C=0,HC≡CH), joissa sidoksia muodostavat sp-hybridisoidut atomit.
Kaavio atomiorbitaalien sp 2 -hybridisaatiosta ja molekyylin litteästä kolmiomuodosta, joka johtuu atomiorbitaalien sp 2 -hybridisaatiosta Tämän tyyppinen hybridisaatio on tyypillisin kolmannen ryhmän p-elementtien molekyyleille, joiden viritetyssä tilassa olevilla atomeilla on ulkoinen elektroninen rakenne ns 1 np 2, missä n on sen ajanjakson numero, jossa elementti sijaitsee. . Siten molekyyleissä muodostuu BF 3, BCl 3, AlF 3 ja muita sidoksia keskusatomin sp 2 -hybridisoituneiden orbitaalien johdosta.
Kaavio atomiorbitaalien sp 3 -hybridisaatiosta Keskiatomin hybridisoituneiden orbitaalien sijoittaminen 109 0 28" kulmaan saa molekyyleistä tetraedrisen muodon. Tämä on hyvin tyypillistä tyydyttyneille yhdisteille, joissa on neliarvoinen hiili CH4, CCl4, C2H6 ja muut alkaanit. Esimerkkejä muiden alkuaineiden yhdisteistä, joilla on tetraedrirakenne, joka johtuu keskusatomin valenssiorbitaalien sp 3 -hybridisaatiosta, ovat seuraavat ionit: BH 4 -, BF 4 -, PO 4 3-, SO 4 2-, FeCl 4 - .
Sp 3d -hybridisaation yleinen kaavio Tämän tyyppinen hybridisaatio löytyy useimmiten ei-metallihalogenideista. Esimerkkinä on fosforikloridin PCl 5 rakenne, jonka muodostumisen aikana fosforiatomi (P ... 3s 2 3p 3) menee ensin virittyneeseen tilaan (P ... 3s 1 3p 3 3d 1) ja sitten läpikäy s 1 p 3 d-hybridisaation - viidestä yhden elektronin kiertoradalta tulee ekvivalentteja ja ne suuntautuvat pitkänomaisilla päillään kohti mentaalisen trigonaalisen bipyramidin kulmia. Tämä määrittää PCl 5 -molekyylin muodon, joka muodostuu viiden s 1 p 3 d -hybridisoidun kiertoradan limittymisestä viiden klooriatomin 3p-orbitaalien kanssa.
- sp - Hybridisaatio. Kun yksi s-i ja yksi p-orbitaali yhdistetään, syntyy kaksi sp-hybridisoitua orbitaalia, jotka sijaitsevat symmetrisesti 180 0:n kulmassa.
- sp 2 - Hybridisaatio. Yhden s- ja kahden p-orbitaalin yhdistelmä johtaa sp 2 -hybridisoitujen sidosten muodostumiseen, jotka sijaitsevat 120 0 kulmassa, joten molekyyli saa säännöllisen kolmion muodon.
- sp 3 - Hybridisaatio. Neljän kiertoradan - yksi s- ja kolme p - yhdistelmä johtaa sp 3 -hybridisaatioon, jossa neljä hybridisoitunutta orbitaalia on symmetrisesti suunnattu avaruudessa tetraedrin neljään kärkeen, eli kulmassa 109 0 28 ` .
- sp 3 d - Hybridisaatio. Yhden s-, kolmen p- ja yhden d-orbitaalin yhdistelmä antaa sp 3 d -hybridisaation, joka määrittää viiden sp 3 d -hybridisoidun orbitaalin avaruudellisen orientaation trigonaalisen bipyramidin kärkiin.
- Muut hybridisaatiotyypit. Sp 3 d 2 -hybridisaation tapauksessa kuusi sp 3 d 2 -hybridisoitua orbitaalia suunnataan kohti oktaedrin kärkiä. Seitsemän kiertoradan orientaatio viisikulmaisen bipyramidin kärkiin vastaa molekyylin tai kompleksin keskusatomin valenssiorbitaalien sp 3 d 3 -hybridisaatiota (tai joskus sp 3 d 2 f).
Atomiorbitaalihybridisaatiomenetelmä selittää geometrisen rakenteen suuria määriä molekyylejä, mutta kokeellisten tietojen mukaan havaitaan useammin molekyylejä, joilla on hieman erilaiset sidoskulma-arvot. Esimerkiksi molekyyleissä CH 4, NH 3 ja H 2 O keskusatomit ovat sp 3 -hybridisoituneessa tilassa, joten niiden sidoskulmat voisivat olettaa olevan tetraedrisiä (~ 109,5 0). On kokeellisesti osoitettu, että sidoskulma CH4-molekyylissä on itse asiassa 109,5 0. Kuitenkin NH 3 - ja H 2 O -molekyyleissä sidoskulman arvo poikkeaa tetraedrisestä: se on 107,3 0 NH 3 -molekyylissä ja 104,5 0 H 2 O -molekyylissä. Sellaiset poikkeamat selittyvät jakamattoman elektroniparin läsnäolo typpi- ja happiatomeissa. Kahden elektronin orbitaali, joka sisältää jakamattoman elektroniparin, hylkii lisääntyneen tiheytensä vuoksi yhden elektronin valenssikiertoradat, mikä johtaa sidoskulman pienenemiseen. NH3-molekyylin typpiatomille neljästä sp 3 -hybridisoituneesta orbitaalista kolme yhden elektronin orbitaalia muodostaa sidoksia kolmen H-atomin kanssa ja neljäs kiertorata sisältää jakamattoman elektroniparin.
Sitoutumaton elektronipari, joka sijaitsee yhdellä sp 3 -hybridisoiduista kiertoradoista, joka on suunnattu kohti tetraedrin kärkipisteitä, hylkien yhden elektronin kiertoradat, aiheuttaa typpiatomia ympäröivän elektronitiheyden epäsymmetrisen jakautumisen ja sen seurauksena puristaa sidosta kulma 107,3 0. Samanlainen kuva sidoskulman pienenemisestä 109,5 0:sta 107 0:aan N-atomin jakamattoman elektroniparin toiminnan seurauksena havaitaan NCl3-molekyylissä.
Sidoskulman poikkeama tetraedrisestä (109,5 0) molekyylissä: a) NH3; b) NC13 H 2 O -molekyylin happiatomilla on kaksi yhden elektronin ja kaksi kahden elektronin kiertorataa neljää sp 3 -hybridisoitua kiertorataa kohti. Yhden elektronin hybridisoituneet kiertoradat osallistuvat kahden sidoksen muodostumiseen kahdella H-atomilla, ja kaksi kahden elektronin paria jää jakamattomiksi, eli kuuluvat vain H-atomiin Tämä lisää elektronitiheysjakauman epäsymmetriaa O-atomin ympärillä vähentää sidoskulmaa tetraedriseen verrattuna arvoon 104,5 0.
Näin ollen keskusatomin sitoutumattomien elektroniparien lukumäärä ja niiden sijoitus hybridisoituneille kiertoradalle vaikuttaa molekyylien geometriseen konfiguraatioon.
Kovalenttisen sidoksen ominaisuudet
Kovalenttisella sidoksella on joukko erityisiä ominaisuuksia, jotka määräävät sen erityispiirteet tai ominaisuudet. Näitä ovat jo käsiteltyjen "sidosenergian" ja "sidoksen pituuden" ominaisuuksien lisäksi: sidoskulma, saturaatio, suuntaus, napaisuus ja vastaavat.
1. Kiinnityskulma- tämä on vierekkäisten sidosakseleiden välinen kulma (eli molekyylin kemiallisesti toisiinsa liittyvien atomien ytimien läpi vedetyt tavanomaiset viivat). Sidoskulman suuruus riippuu kiertoradan luonteesta, keskusatomin hybridisaatiotyypistä ja jakamattomien elektroniparien vaikutuksesta, jotka eivät osallistu sidosten muodostumiseen.
2. Kylläisyys. Atomilla on kyky muodostaa kovalenttisia sidoksia, jotka voivat muodostua ensinnäkin vaihtomekanismilla virittymättömän atomin parittomien elektronien ja sen virittymisen seurauksena syntyvien parittomien elektronien vuoksi ja toiseksi luovuttajan toimesta. - hyväksyntämekanismi. Atomin muodostamien sidosten kokonaismäärä on kuitenkin rajoitettu.
Kyllästyminen on alkuaineen atomin kykyä muodostaa tietty, rajoitettu määrä kovalenttisia sidoksia muiden atomien kanssa.
Siten toisesta jaksosta, joilla on neljä kiertorataa ulkoisella energiatasolla (yksi s- ja kolme p-), muodostavat sidoksia, joiden lukumäärä ei ylitä neljää. Muiden aikakausien elementtien atomit suuri määrä ulomman tason orbitaalit voivat muodostaa lisää sidoksia.
3. Keskity. Menetelmän mukaan atomien välinen kemiallinen sidos johtuu orbitaalien päällekkäisyydestä, joilla on s-orbitaaleja lukuun ottamatta tietty orientaatio avaruudessa, mikä johtaa kovalenttisen sidoksen suuntautumiseen.
Kovalenttisen sidoksen suunta on atomien välisen elektronitiheyden järjestely, joka määräytyy valenssiorbitaalien avaruudellisen orientaation mukaan ja varmistaa niiden maksimaalisen päällekkäisyyden.
Koska elektroniradalla on eri muotoja ja eri suuntauksia avaruudessa, niiden keskinäinen päällekkäisyys voidaan toteuttaa eri tavoin. Tästä riippuen erotetaan σ-, π- ja δ-sidokset.
Sigmasidos (σ-sidos) on elektronien kiertoradan päällekkäisyys siten, että suurin elektronitiheys keskittyy kahta ydintä yhdistävää kuvitteellista linjaa pitkin.
Sigma-sidoksen voi muodostaa kaksi s-elektronia, yksi s- ja yksi p-elektroni, kaksi p-elektronia tai kaksi d-elektronia. Tällaiselle σ-sidokselle on ominaista yksi elektroniradan limitysalue, se on aina yksittäinen, eli se muodostuu vain yhdestä elektroniparista.
"Pustaiden" orbitaalien ja hybridisoituneiden orbitaalien avaruudellisen orientaation muodot eivät aina salli mahdollisuutta limittäin kiertoradat sidosakselilla. Valenssiorbitaalien päällekkäisyyttä voi esiintyä sidosakselin molemmilla puolilla - niin kutsuttu "sivusuuntainen" päällekkäisyys, joka tapahtuu useimmiten π-sidosten muodostumisen aikana.
Pi-sidos (π-sidos) on elektronien kiertoradan päällekkäisyys, jossa suurin elektronitiheys on keskittynyt atomiytimiä yhdistävän linjan (eli sidosakselin) kummallekin puolelle.
Pi-sidos voidaan muodostaa kahden rinnakkaisen p-orbitaalin, kahden d-orbitaalin tai muiden sellaisten orbitaalien yhdistelmien vuorovaikutuksella, joiden akselit eivät ole samat sidosakselin kanssa.
Kaaviot π-sidosten muodostamiseksi ehdollisten A- ja B-atomien välille elektronisten kiertoradojen lateraalisella päällekkäisyydellä 4. Monimuotoisuus. Tämä ominaisuus määräytyy atomeja yhdistävien yhteisten elektroniparien lukumäärän mukaan. Kovalenttinen sidos voi olla yksi- (yksi-), kaksois- tai kolmoissidos. Kahden atomin välistä sidosta, jossa käytetään yhtä jaettua elektroniparia, kutsutaan yksinkertaiseksi sidokseksi, kahta elektroniparia kaksoissidokseksi ja kolmea elektroniparia kolmoissidokseksi. Siten vetymolekyylissä H 2 atomit on yhdistetty yksinkertaisella sidoksella (H-H), happimolekyylissä O 2 - kaksoissidoksella (B = O), typpimolekyylissä N 2 - kolmoissidoksella (N) ≡N). Yhteyksien moninaisuus tulee erityisen tärkeäksi orgaaniset yhdisteet- hiilivedyt ja niiden johdannaiset: etaanissa C 2 H 6 on yksinkertainen sidos (C-C) C-atomien välillä, eteenissä C 2 H 4 on kaksoissidos (C = C) asetyleenissä C 2 H 2 on kolmoissidos (C ≡ C) (C ≡ C).
Sidoksen moninaisuus vaikuttaa energiaan: moninkertaisuuden kasvaessa sen vahvuus kasvaa. Moninkertaisuuden lisääminen johtaa ytimien välisen etäisyyden (sidoksen pituuden) pienenemiseen ja sitoutumisenergian lisääntymiseen.
Hiiliatomien välisten sidosten lukumäärä: a) yksittäinen σ-sidos etaanissa H3C-CH3; b) kaksoissidos σ+π eteenissä H2C = CH2; c) kolmois-σ+π+π-sidos asetyleenissä HC≡CH 5. Napaisuus ja polarisoitavuus. Kovalenttisen sidoksen elektronitiheys voi sijaita eri tavalla ytimien välisessä tilassa.
Polaarisuus on kovalenttisen sidoksen ominaisuus, joka määräytyy elektronitiheyden sijainnista ytimien välisessä tilassa suhteessa toisiinsa liittyviin atomeihin.
Riippuen elektronitiheyden sijainnista ytimien välisessä tilassa, erotetaan polaariset ja ei-polaariset kovalenttiset sidokset. Ei-polaarinen sidos on sidos, jossa yhteinen elektronipilvi sijaitsee symmetrisesti suhteessa toisiinsa liittyvien atomien ytimiin ja kuuluu tasapuolisesti molempiin atomeihin.
Molekyylejä, joissa on tämäntyyppinen sidos, kutsutaan ei-polaariseksi tai homonukleaariseksi (eli ne, jotka sisältävät saman alkuaineen atomeja). Ei napainen liitäntä Pääsääntöisesti se ilmenee homonukleaarisissa molekyyleissä (H 2, Cl 2, N 2 jne.) tai harvemmin yhdisteissä, jotka muodostuvat alkuaineiden atomeista, joilla on samanlaiset elektronegatiivisuusarvot, esimerkiksi karborundi SiC. Polaarinen (tai heteropolaarinen) on sidos, jossa kokonaiselektronipilvi on epäsymmetrinen ja on siirtynyt kohti yhtä atomeista.
Molekyylejä, joissa on polaarisia sidoksia, kutsutaan polaarisiksi tai heteronukleaarisiksi. Molekyyleissä, joissa on polaarinen sidos, yleistynyt elektronipari siirtyy kohti atomia, jolla on korkeampi elektronegatiivisuus. Tämän seurauksena tälle atomille ilmestyy tietty osittainen negatiivinen varaus (δ-), jota kutsutaan tehokkaaksi, ja atomilla, jolla on pienempi elektronegatiivisuus, on osittainen positiivinen varaus (δ+), joka on samansuuruinen, mutta vastakkainen etumerkillä. Esimerkiksi on kokeellisesti osoitettu, että vetyatomin tehollinen varaus vetykloridi-HCl-molekyylissä on δH=+0,17 ja klooriatomin δCl=-0,17 absoluuttisesta elektronivarauksesta.
Jotta voidaan määrittää, mihin suuntaan polaarisen kovalenttisen sidoksen elektronitiheys siirtyy, on tarpeen verrata molempien atomien elektroneja. Elektronegatiivisuuden lisääntymisjärjestyksessä yleisin kemiallisia alkuaineita sijoitetaan seuraavassa järjestyksessä:
Polaarisia molekyylejä kutsutaan dipolit — järjestelmät, joissa ytimien positiivisten varausten ja elektronien negatiivisten varausten painopisteet eivät kohtaa.
Dipoli on järjestelmä, joka on yhdistelmä kahdesta pistesähkövarauksesta, jotka ovat suuruudeltaan samansuuruisia ja etumerkillisesti vastakkaisia ja jotka sijaitsevat tietyllä etäisyydellä toisistaan.
Vetokeskipisteiden välistä etäisyyttä kutsutaan dipolipituudeksi ja se merkitään kirjaimella l. Molekyylin (tai sidoksen) polariteetti on kvantitatiivisesti karakterisoitu dipolimomentilla μ, joka kaksiatomisen molekyylin tapauksessa on yhtä suuri kuin dipolin pituuden ja elektronin varauksen tulo: μ=el.
SI-yksiköissä dipolimomentti mitataan [C × m] (Coulomb-metrit), mutta järjestelmän ulkopuolista yksikköä [D] (debye) käytetään useammin: 1D = 3,33 · 10 -30 C × m kovalenttisten molekyylien dipolimomentit vaihtelevat välillä 0-4 D ja ionisten - 4-11 D. Mitä pidempi dipoli on, sitä polaarisempi molekyyli on.
Molekyylissä oleva yhteinen elektronipilvi voi siirtyä ulkoisen sähkökentän vaikutuksesta, mukaan lukien toisen molekyylin tai ionin kenttä.
Polarisoituvuus on muutos sidoksen polariteetissa, joka johtuu sidoksen muodostavien elektronien siirtymisestä ulkoisen sähkökentän vaikutuksesta, mukaan lukien voimakenttä toinen hiukkanen.
Molekyylin polarisoituvuus riippuu elektronien liikkuvuudesta, joka on sitä vahvempi mitä suurempi etäisyys ytimistä. Lisäksi polarisoituvuus riippuu sähkökentän suunnasta ja elektronipilvien kyvystä muuttaa muotoaan. Ulkoisen kentän vaikutuksesta ei-polaariset molekyylit muuttuvat polaarisiksi ja polaariset molekyylit vielä polaarisemmiksi, eli molekyyleihin indusoituu dipoli, jota kutsutaan pelkistetyksi tai indusoiduksi dipoliksi.
Kaavio indusoidun (pelkistyneen) dipolin muodostumisesta ei-polaarisesta molekyylistä polaarisen hiukkasen - dipolin - voimakentän vaikutuksesta Toisin kuin pysyvät, indusoidut dipolit syntyvät vain ulkoisen sähkökentän vaikutuksesta. Polarisaatio voi aiheuttaa sidoksen polarisoituvuuden lisäksi sen katkeamista, jonka aikana tapahtuu yhdistävän elektroniparin siirtyminen yhteen atomeista ja muodostuu negatiivisesti ja positiivisesti varautuneita ioneja.
Kovalenttisten sidosten polariteetti ja polarisoituvuus määräävät molekyylien reaktiivisuuden polaarisia reagensseja kohtaan.
Kovalenttisia sidoksia sisältävien yhdisteiden ominaisuudet
Aineet, joissa on kovalenttisia sidoksia, jaetaan kahteen epätasa-arvoiseen ryhmään: molekyylisiin ja atomiin (tai ei-molekyylisiin), joita on paljon vähemmän kuin molekyylisiä.
Normaaliolosuhteissa molekyyliyhdisteet voivat olla eri aggregaatiotiloissa: kaasuina (CO 2, NH 3, CH 4, Cl 2, O 2, NH 3), erittäin haihtuvina nesteinä (Br 2, H 2 O, C 2 H 5OH ) tai kiinteää ainetta kiteisiä aineita, joista suurin osa voi jopa hyvin vähäisellä lämmityksellä sulaa nopeasti ja sublimoitua helposti (S 8, P 4, I 2, sokeri C 12 H 22 O 11, "kuivajää" CO 2).
Molekyyliaineiden alhaiset sulamis-, sublimaatio- ja kiehumislämpötilat selittyvät kiteissä olevilla erittäin heikoilla molekyylien välisen vuorovaikutuksen voimilla. Siksi molekyylikiteille ei ole ominaista suuri lujuus, kovuus ja sähkönjohtavuus (jää tai sokeri). Tässä tapauksessa aineilla, joissa on polaarisia molekyylejä, on korkeammat sulamis- ja kiehumispisteet kuin ei-polaarisilla molekyyleillä. Jotkut niistä ovat liukoisia tai muihin polaarisiin liuottimiin. Päinvastoin, aineet, joissa on ei-polaarisia molekyylejä, liukenevat paremmin ei-polaarisiin liuottimiin (bentseeni, hiilitetrakloridi). Siten jodi, jonka molekyylit ovat ei-polaarisia, ei liukene polaariseen veteen, mutta liukenee ei-polaariseen CCl4:ään ja matalapolaariseen alkoholiin.
Ei-molekyyliset (atomi) aineet, joissa on kovalenttisia sidoksia (timantti, grafiitti, pii Si, kvartsi SiO 2, karborundi SiC ja muut) muodostavat erittäin vahvoja kiteitä, lukuun ottamatta grafiittia, jolla on kerrosrakenne. Esimerkiksi timantin kidehila on säännöllinen kolmiulotteinen kehys, jossa jokainen sp 3 -hybridisoitu hiiliatomi on kytketty neljään viereiseen atomiin σ-sidoksilla. Itse asiassa koko timanttikide on yksi valtava ja erittäin vahva molekyyli. Piikiteillä, joita käytetään laajasti radioelektroniikassa ja elektroniikkatekniikassa, on samanlainen rakenne. Jos korvaat puolet timantin C-atomeista Si-atomeilla häiritsemättä kiteen runkorakennetta, saat karborundikiteen - piikarbidin SiC - erittäin kovan aineen, jota käytetään hankaavana materiaalina. Ja jos piin kidehilassa O-atomi on lisätty jokaisen kahden Si-atomin väliin, muodostuu kvartsin SiO 2 -kiderakenne - myös erittäin kova aine, jota käytetään myös hankaavana materiaalina.
Timantin, piin, kvartsin ja vastaavien rakenteiden kiteet ovat atomikiteitä, ne ovat valtavia "supermolekyylejä", joten ne rakennekaavat voidaan kuvata ei kokonaan, vaan vain erillisenä fragmenttina, esimerkiksi:
Timantin, piin, kvartsin kiteitä Ei-molekyyliset (atomi)kiteet, jotka koostuvat yhden tai kahden alkuaineen atomeista, jotka on yhdistetty toisiinsa kemiallisilla sidoksilla, luokitellaan tulenkestäviksi aineiksi. Korkeat sulamislämpötilat johtuvat tarpeesta kuluttaa suuri määrä energiaa vahvojen kemiallisten sidosten katkaisemiseen atomikiteitä sulatettaessa, eikä heikoista molekyylien välisistä vuorovaikutuksista, kuten molekyylisten aineiden tapauksessa. Samasta syystä monet atomikiteet eivät sula kuumennettaessa, vaan hajoavat tai menevät välittömästi höyrytilaan (sublimaatio), esimerkiksi grafiitti sublimoituu 3700 o C:ssa.
Ei-molekyyliset aineet, joissa on kovalenttisia sidoksia, eivät liukene veteen ja muihin liuottimiin (paitsi grafiitti, joka on luonnostaan johtava, ja puolijohteet - pii, germanium jne.).
Kemiallinen sidos- sähköstaattinen vuorovaikutus elektronien ja ytimien välillä, mikä johtaa molekyylien muodostumiseen.
Kemialliset sidokset muodostuvat valenssielektroneista. S- ja p-elementeillä valenssielektronit ovat ulkokerroksen elektroneja, d-elementeillä - ulkokerroksen s-elektroneja ja esiulomman kerroksen d-elektroneja. Kun kemiallinen sidos muodostuu, atomit täydentävät ulomman elektronikuorensa vastaavan jalokaasun kuoreen.
Linkin pituus- kahden kemiallisesti sitoutuneen atomin ytimien välinen keskimääräinen etäisyys.
Kemiallisen sidoksen energia- energiamäärä, joka tarvitaan sidoksen katkaisemiseen ja molekyylin fragmenttien heittämiseen äärettömän suuren matkan päähän.
Kiinnityskulma- kemiallisesti sitoutuneita atomeja yhdistävien viivojen välinen kulma.
Seuraavat kemiallisten sidosten päätyypit tunnetaan: kovalenttinen (polaarinen ja ei-polaarinen), ioninen, metallinen ja vety.
Kovalenttinen kutsutaan kemialliseksi sidokseksi, joka muodostuu yhteisen elektroniparin muodostumisen vuoksi.
Jos sidoksen muodostaa jaettu elektronien pari, jotka kuuluvat yhtäläisesti molempiin yhdistäviin atomeihin, niin sitä kutsutaan ns. kovalenttinen ei-polaarinen sidos. Tämä sidos esiintyy esimerkiksi molekyyleissä H2, N2, O2, F2, Cl2, Br2, I2. Identtisten atomien välillä syntyy kovalenttinen ei-polaarinen sidos, ja niitä yhdistävä elektronipilvi jakautuu tasaisesti niiden välillä.
Kahden atomin välisiin molekyyleihin voi muodostua eri määrä kovalenttisia sidoksia (esimerkiksi halogeenimolekyyleissä F 2, Cl 2, Br 2, I 2 yksi, typpimolekyylissä N 2 kolme).
Kovalenttinen polaarinen sidos tapahtuu atomien välillä, joilla on erilainen elektronegatiivisuus. Sen muodostava elektronipari siirtyy kohti elektronegatiivisempaa atomia, mutta pysyy yhteydessä molempiin ytimiin. Esimerkkejä yhdisteistä, joissa on kovalenttinen polaarinen sidos: HBr, HI, H2S, N2O jne.
Ioninen jota kutsutaan polaarisidoksen rajoittavaksi tapaukseksi, jossa elektronipari siirtyy kokonaan atomista toiseen ja sitoutuneet hiukkaset muuttuvat ioneiksi.
Tarkkaan ottaen vain yhdisteet, joiden elektronegatiivisuuden ero on suurempi kuin 3, voidaan luokitella yhdisteiksi, joissa on ionisidoksia, mutta sellaisia yhdisteitä tunnetaan vain vähän. Näitä ovat alkali- ja maa-alkalimetallien fluoridit. Perinteisesti uskotaan, että ionisidos tapahtuu elementtien atomien välillä, joiden elektronegatiivisuusero on suurempi kuin 1,7 Paulingin asteikolla. Esimerkkejä yhdisteistä, joissa on ionisia sidoksia: NaCl, KBr, Na 2 O. Paulingin asteikkoa käsitellään yksityiskohtaisemmin seuraavassa oppitunnissa.
Metalli kutsua metallikiteiden positiivisten ionien välistä kemiallista sidosta, joka syntyy vapaasti metallikiteessä liikkuvien elektronien vetovoiman seurauksena.
Metalliatomit muuttuvat kationeiksi ja muodostavat metallisen kidehilan. Niitä pitävät tässä hilassa koko metallille yhteiset elektronit (elektronikaasu).
Koulutustehtävät
1. Jokainen aine, jonka kaavat muodostuvat kovalenttisesta ei-polaarisesta sidoksesta
1) O2, H2, N2
2) AI, 03, H2S04
3) Na, H2, NaBr
4) H 2O, O 3, Li 2SO 4
2. Jokainen aine, jonka kaavat muodostuvat kovalenttisesta polaarisesta sidoksesta
1) 02, H2SO4, N2
2) H2S04, H20, HNO3
3) NaBr, H3PO4, HCl
4) H 2O, O 3, Li 2SO 4
3. Jokainen aine, jonka kaavat muodostuvat vain ionisidoksesta
1) CaO, H2SO4, N2
2) BaSO 4, BaCl 2, BaNO 3
3) NaBr, K3PO4, HCl
4) RbCl, Na2S, LiF
4. Metalliliitos on tyypillistä listaelementeille
1) Ba, Rb, Se
2) Cr, Ba, Si
3) Na, P, Mg
4) Rb, Na, Cs
5. Yhdisteet, joissa on vain ionisia ja vain kovalenttisia polaarisia sidoksia, ovat vastaavasti
1) HCl ja Na2S
2) Cr ja Al(OH) 3
3) NaBr ja P205
4) P 2 O 5 ja CO 2
6. Alkuaineiden välille muodostuu ionisidoksia
1) kloori ja bromi
2) bromi ja rikki
3) cesium ja bromi
4) fosfori ja happi
7. Alkuaineiden välille muodostuu kovalenttinen polaarinen sidos
1) happi ja kalium
2) rikki ja fluori
3) bromi ja kalsium
4) rubidium ja kloori
8. Lennossa vetyyhdisteitä alkuaineet VA ryhmä 3. periodin kemiallinen sidos
1) kovalenttinen polaarinen
2) kovalenttinen ei-polaarinen
3) ioninen
4) metalli
9. Kolmannen jakson alkuaineiden korkeammissa oksideissa kemiallisen sidoksen tyyppi muuttuu alkuaineen atomiluvun kasvaessa
1) ionisidoksesta kovalenttiseksi polaariseksi sidokseksi
2) metallista kovalenttiseen polaarittomaan
3) kovalenttisesta polaarisesta sidoksesta ionisidokseksi
4) kovalenttisesta polaarisesta sidoksesta metallisidokseksi
10. E–H-kemiallisen sidoksen pituus kasvaa useissa aineissa
1) HI – PH 3 – HCl
2) PH 3 – HCl – H 2 S
3) HI – HCl – H2S
4) HCl – H2S – PH 3
11. E–H-kemiallisen sidoksen pituus pienenee useissa aineissa
1) NH3 – H20 – HF
2) PH 3 – HCl – H 2 S
3) HF – H20 – HCl
4) HCl – H2S – HBr
12. Kloorivetymolekyylissä kemiallisten sidosten muodostumiseen osallistuvien elektronien määrä on
1) 4
2) 2
3) 6
4) 8
13. Kemiallisten sidosten muodostumiseen P 2 O 5 -molekyylissä osallistuvien elektronien määrä on
1) 4
2) 20
3) 6
4) 12
14. Fosfori(V)kloridissa kemiallinen sidos on
1) ioninen
2) kovalenttinen polaarinen
3) kovalenttinen ei-polaarinen
4) metalli
15. Polaarisin kemiallinen sidos molekyylissä
1) fluorivety
2) vetykloridi
3) vesi
4) rikkivety
16. Vähiten polaarinen kemiallinen sidos molekyylissä
1) kloorivety
2) bromivety
3) vesi
4) rikkivety
17. Yhteisen elektroniparin ansiosta aineeseen muodostuu sidos
1) Mg
2) H2
3) NaCl
4) CaCl2
18. Kovalenttinen sidos muodostuu alkuaineiden, joiden atominumerot, välille
1) 3 ja 9
2) 11 ja 35
3) 16 ja 17
4) 20 ja 9
19. Ionisidos muodostuu elementtien, joiden atomiluku on, välille
1) 13 ja 9
2) 18 ja 8
3) 6 ja 8
4) 7 ja 17
20. Luettelossa aineista, joiden kaavat ovat yhdisteitä, joissa on vain ionisidoksia, tämä on
1) NaF, CaF 2
2) NaNO3, N2
3) O 2, SO 3
4) Ca(NO3)2, AlCl3
Kovalenttinen sidos(latinan sanoista "co" yhdessä ja "vales", jolla on voimaa) suoritetaan molempiin atomeihin kuuluvan elektroniparin vuoksi. Muodostunut ei-metalliatomien väliin.
Epämetallien elektronegatiivisuus on melko korkea, joten kahden ei-metalliatomin kemiallisen vuorovaikutuksen aikana elektronien täydellinen siirtyminen toisesta toiseen (kuten tapauksessa) on mahdotonta. Tässä tapauksessa elektronien yhdistäminen on suoritettava loppuun.
Esimerkkinä keskustellaan vety- ja klooriatomien vuorovaikutuksesta:
H 1s 1 - yksi elektroni
Cl 1s 2 2s 2 2 p 6 3 s 2 3 p5 - seitsemän elektronia ulkotasolla
Jokaisesta kahdesta atomista puuttuu yksi elektroni, jotta niillä olisi täydellinen elektronien ulkokuori. Ja jokainen atomi varaa yhden elektronin "yhteiseen käyttöön". Siten oktettisääntö täyttyy. Tämä esitetään parhaiten käyttämällä Lewisin kaavoja:
Kovalenttisen sidoksen muodostuminen
Jaetut elektronit kuuluvat nyt molemmille atomeille. Vetyatomissa on kaksi elektronia (oma ja klooriatomin yhteinen elektroni) ja klooriatomissa kahdeksan elektronia (oma plus vetyatomin yhteinen elektroni). Nämä kaksi yhteistä elektronia muodostavat kovalenttisen sidoksen vety- ja klooriatomien välille. Hiukkasta, joka muodostuu kahden atomin sitoutumisesta, kutsutaan molekyyli.
Ei-polaarinen kovalenttinen sidos
Kovalenttinen sidos voi myös muodostua kahden välille identtinen atomeja. Esimerkiksi:
Tämä kaavio selittää, miksi vety ja kloori ovat kaksiatomisia molekyylejä. Kahden elektronin pariliitoksen ja jakamisen ansiosta on mahdollista täyttää oktettisääntö molemmille atomeille.
Yksittäisten sidosten lisäksi voidaan muodostaa kaksois- tai kolmoissidoksia kovalenttinen sidos kuten esimerkiksi happi-02- tai typpi-N2-molekyyleissä. Typpiatomeilla on viisi valenssielektronia, joten kuoren täydentämiseen tarvitaan vielä kolme elektronia. Tämä saavutetaan jakamalla kolme elektroniparia, kuten alla on esitetty:
Kovalenttiset yhdisteet ovat yleensä kaasuja, nesteitä tai suhteellisen alhaisessa lämpötilassa sulavia kiinteitä aineita. Yksi harvoista poikkeuksista on timantti, joka sulaa yli 3500 °C:ssa. Tämä selittyy timantin rakenteella, joka on kovalenttisesti sitoutuneiden hiiliatomien jatkuva hila, eikä yksittäisten molekyylien kokoelma. Itse asiassa mikä tahansa timanttikide, koostaan riippumatta, on yksi valtava molekyyli.
Kovalenttinen sidos syntyy, kun kahden ei-metalliatomin elektronit yhdistyvät. Tuloksena olevaa rakennetta kutsutaan molekyyliksi.
Polaarinen kovalenttinen sidos
Useimmissa tapauksissa on kaksi kovalenttisesti sitoutunutta atomia eri elektronegatiivisuus ja yhteiset elektronit eivät kuulu kahdelle atomille tasapuolisesti. Suurin osa kun ne ovat lähempänä yhtä atomia kuin toista. Esimerkiksi vetykloridimolekyylissä kovalenttisen sidoksen muodostavat elektronit sijaitsevat lähempänä klooriatomia, koska sen elektronegatiivisuus on suurempi kuin vedyn. Ero elektronien houkuttelemisessa ei kuitenkaan ole riittävän suuri, jotta täydellinen elektronien siirto vetyatomista klooriatomiin tapahtuisi. Siksi vety- ja klooriatomien välistä sidosta voidaan pitää ionisen sidoksen (täydellinen elektroninsiirto) ja ei-polaarisen kovalenttisen sidoksen (elektroniparin symmetrinen järjestely kahden atomin välillä) risteytyksenä. Atomien osavaraus on merkitty kreikkalainen kirjainδ. Tätä yhteyttä kutsutaan polaarinen kovalenttinen sidos, ja vetykloridimolekyylin sanotaan olevan polaarinen, eli sillä on positiivisesti varautunut pää (vetyatomi) ja negatiivisesti varautunut pää (klooriatomi).
Alla olevassa taulukossa luetellaan pääasialliset sidostyypit ja esimerkkejä aineista:
Kovalenttisen sidoksen muodostumisen vaihto- ja luovuttaja-akseptorimekanismi
1) Vaihtomekanismi. Jokainen atomi muodostaa yhden parittoman elektronin yhteiseen elektronipariin.
2) Luovuttaja-akseptorimekanismi. Yksi atomi (luovuttaja) muodostaa elektroniparin ja toinen atomi (akseptori) tarjoaa tälle parille tyhjän kiertoradan.
Kovalenttinen kemiallinen sidos esiintyy atomien välissä lähellä tai samat arvot elektronegatiivisuus. Oletetaan, että kloori ja vety pyrkivät ottamaan pois elektroneja ja ottamaan lähimmän jalokaasun rakenteen, mikä tarkoittaa, että kumpikaan niistä ei anna elektronia toiselle. Miten ne ovat edelleen yhteydessä? Se on yksinkertaista - ne jakavat keskenään, muodostuu yhteinen elektronipari.
Mietitään nyt erottuvia piirteitä kovalenttinen sidos.
Toisin kuin ioniset yhdisteet, kovalenttisten yhdisteiden molekyylejä pitävät yhdessä "molekyylien väliset voimat", jotka ovat paljon heikompia kuin kemialliset sidokset. Tässä suhteessa kovalenttiset sidokset on karakterisoitu kylläisyys– rajoitetun määrän yhteyksiä muodostaminen.
Se tiedetään atomikiertoradat ovat avaruudessa tietyllä tavalla orientoituneita, joten kun yhteys muodostuu, elektronipilvien päällekkäisyys tapahtuu tiettyyn suuntaan. Ne. sellainen kovalenttisen sidoksen ominaisuus toteutuu suunta.
Jos kovalenttinen sidos molekyylissä muodostuu identtisistä atomeista tai atomeista, joilla on yhtä suuri elektronegatiivisuus, sellaisella sidoksella ei ole polaarisuutta, eli elektronitiheys jakautuu symmetrisesti. Sitä kutsutaan ei-polaarinen kovalenttinen sidos ( H2, Cl2, O2 ). Sidoslainat voivat olla yksi-, kaksi- tai kolminkertaisia.
Jos atomien elektronegatiivisuus eroaa, niin kun ne yhdistyvät, elektronitiheys jakautuu epätasaisesti atomien välillä ja muodostuu kovalenttinen polaarinen sidos(HCl, H 2 O, CO), joiden moninkertaisuus voi myös olla erilainen. Kun tällainen sidos muodostuu, elektronegatiivisempi atomi saa osittaisen negatiivisen varauksen ja vähemmän elektronegatiivisuutta omaava atomi osittaisen positiivisen varauksen (δ- ja δ+). Muodostuu sähködipoli, jossa vastakkaisen etumerkin varaukset sijaitsevat tietyllä etäisyydellä toisistaan. Dipolimomenttia käytetään sidoksen polariteetin mittana:
Kytkennän napaisuus on sitä selvempi, mitä suurempi on dipolimomentti. Molekyylit ovat ei-polaarisia, jos dipolimomentti on nolla.
Yllä olevien ominaisuuksien yhteydessä voimme päätellä, että kovalenttiset yhdisteet ovat haihtuvia ja niillä on alhainen sulamis- ja kiehumispiste. Sähkövirta ei voi kulkea näiden liitäntöjen läpi, joten ne ovat huonoja johtimia ja hyviä eristeitä. Kun lämpöä käytetään, monet kovalenttisia sidoksia sisältävät yhdisteet syttyvät. Suurin osa näistä on hiilivetyjä sekä oksideja, sulfideja, ei-metallien halogenideja ja siirtymämetalleja.
Luokat,Ensimmäistä kertaa sellaisesta käsitteestä kuin kovalenttinen sidos Kemiatutkijat alkoivat puhua Gilbert Newton Lewisin löydön jälkeen, jota hän kuvaili kahden elektronin sosiaalistumisena. Myöhemmät tutkimukset mahdollistivat itse kovalenttisen sidoksen periaatteen kuvaamisen. Sana kovalenttinen Voidaan pitää kemian puitteissa atomin kykynä muodostaa sidoksia muiden atomien kanssa.
Selitetäänpä esimerkillä:
On olemassa kaksi atomia, joiden elektronegatiivisuudessa on pieniä eroja (C ja CL, C ja H). Yleensä nämä ovat mahdollisimman lähellä jalokaasujen elektronikuoren rakennetta.
Kun nämä ehdot täyttyvät, tapahtuu näiden atomien ytimien vetovoima niille yhteiseen elektronipariin. Tässä tapauksessa elektronipilvet eivät yksinkertaisesti mene päällekkäin, kuten kovalenttisessa sidoksessa, joka varmistaa kahden atomin luotettavan yhteyden johtuen siitä, että elektronitiheys jakautuu uudelleen ja järjestelmän energia muuttuu, mikä johtuu toisen elektronipilven "vetämisestä" yhden atomin ytimien väliseen tilaan. Mitä laajempi elektronipilvien keskinäinen päällekkäisyys, sitä vahvemmaksi yhteyttä pidetään.
Täältä, kovalenttinen sidos- tämä on muodostuminen, joka syntyi kahden atomin kahden elektronin keskinäisen sosiaalistumisen seurauksena.
Yleensä aineet, joilla on molekyyli kristallihila muodostuvat kovalenttisten sidosten kautta. Tyypillisiä ominaisuuksia ovat sulaminen ja kiehuminen matalissa lämpötiloissa, huono vesiliukoisuus ja alhainen sähkönjohtavuus. Tästä voimme päätellä: alkuaineiden, kuten germaniumin, piin, kloorin ja vedyn, rakenne perustuu kovalenttiseen sidokseen.
Tämän tyyppiselle yhteydelle ominaiset ominaisuudet:
- Kyllästyvyys. Tämä ominaisuus ymmärretään yleensä seuraavasti enimmäismäärä sidokset, joita he voivat muodostaa tiettyjen atomien kanssa. Tämä määrä määräytyy niiden atomin orbitaalien kokonaismäärän mukaan, jotka voivat osallistua kemiallisten sidosten muodostumiseen. Atomin valenssi sen sijaan voidaan määrittää tähän tarkoitukseen jo käytettyjen kiertoratojen lukumäärällä.
- Keskity. Kaikki atomit pyrkivät muodostamaan vahvimmat mahdolliset sidokset. Suurin vahvuus saavutetaan, kun kahden atomin elektronipilvien avaruudellinen orientaatio on sama, koska ne menevät päällekkäin. Lisäksi juuri tämä kovalenttisen sidoksen ominaisuus, kuten suuntaavuus, vaikuttaa molekyylien avaruudelliseen järjestykseen, eli se on vastuussa niiden "geometrisesta muodosta".
- Polarisoituvuus. Tämä kanta perustuu ajatukseen, että kovalenttisia sidoksia on kahdenlaisia:
- polaarinen tai epäsymmetrinen. Tämän tyyppisen sidoksen voivat muodostaa vain erityyppiset atomit, ts. ne, joiden elektronegatiivisuus vaihtelee merkittävästi, tai tapauksissa, joissa jaettu elektronipari on epäsymmetrisesti jaettu.
- tapahtuu atomien välillä, joiden elektronegatiivisuus on käytännössä sama ja joiden elektronitiheysjakauma on tasainen.
Lisäksi on olemassa tiettyjä määrällisiä:
- Viestintäenergia. Tämä parametri luonnehtii polaarista sidosta sen lujuuden suhteen. Energialla tarkoitetaan lämpömäärää, joka tarvittiin kahden atomin välisen sidoksen katkaisemiseen, sekä lämpömäärää, joka vapautui niiden yhdistämisen aikana.
- Under sidoksen pituus ja sisään molekyylikemia tarkoittaa kahden atomin ytimien välisen suoran viivan pituutta. Tämä parametri kuvaa myös yhteyden vahvuutta.
- Dipoli momentti- valenssisidoksen polariteettia kuvaava määrä.