Ver van die laaste rol op die chemiese vlak van die organisasie van die wêreld word gespeel deur die metode van verbinding van strukturele deeltjies, interkonneksie. Die oorgrote meerderheid van eenvoudige stowwe, naamlik nie-metale, het 'n kovalente nie-polêre tipe binding, met die uitsondering van inerte gasse. Metale in hul suiwer vorm het 'n spesiale manier van binding, wat verwesenlik word deur die sosialisering van vrye elektrone in die kristalrooster.
Alle komplekse stowwe (behalwe sommige organiese) het kovalente polêre chemiese bindings. Die tipes en voorbeelde van hierdie verbindings sal hieronder bespreek word. Intussen is dit nodig om uit te vind watter eienskap van die atoom die polarisasie van die binding beïnvloed.
Elektronegatiwiteit
Atome, of eerder hul kerne (wat, soos ons weet, positief gelaai is), het die vermoë om veral elektrondigtheid aan te trek en te hou tydens die vorming van 'n chemiese binding. Hierdie eienskap is elektronegatiwiteit genoem. In die periodieke tabel groei die waarde daarvan in periodes en hoofsubgroepe van elemente. Die waarde van elektronegatiwiteit is nie altyd konstant nie en kan verander, byvoorbeeld wanneer die tipe hibridisasie verander wordatoomorbitale.
Chemiese bindings, waarvan die tipes en voorbeelde hieronder aangedui sal word, of liewer, die lokalisering of gedeeltelike verplasing van hierdie bindings na een van die bindingsdeelnemers, word juis verklaar deur die elektronegatiewe eienskap van een of ander element. Die verskuiwing vind plaas na die atoom waarvoor dit sterker is.
Kovalente nie-polêre binding
Die "formule" van 'n kovalente nie-polêre binding is eenvoudig - twee atome van dieselfde aard verenig die elektrone van hul valensdoppies in 'n gesamentlike paar. So 'n paar word gedeel genoem omdat dit gelyk aan beide deelnemers aan die binding behoort. Dit is te danke aan die sosialisering van die elektrondigtheid in die vorm van 'n paar elektrone dat die atome in 'n meer stabiele toestand oorgaan, soos hulle hul eksterne elektroniese vlak voltooi, en die "oktet" (of "dubbel" in die geval van 'n eenvoudige waterstofstof H2, dit het 'n enkele s-orbitaal, wat twee elektrone benodig om te voltooi) is die toestand van die buitenste vlak waarna alle atome streef, aangesien die vulling daarvan ooreenstem met die staat met die minimum energie.
'n Voorbeeld van 'n nie-polêre kovalente binding bestaan in die anorganiese en, maak nie saak hoe vreemd dit mag klink nie, maar ook in organiese chemie. Hierdie tipe binding is inherent aan alle eenvoudige stowwe - nie-metale, behalwe vir edelgasse, aangesien die valensievlak van 'n inerte gasatoom reeds voltooi is en 'n oktet elektrone het, wat beteken dat binding met 'n soortgelyke een nie maak nie sin daarvoor en is selfs minder energiek voordelig. In organiese stowwe kom nie-polariteit in individuele molekules voor'n sekere struktuur en is voorwaardelik.
Kovalente polêre binding
'n Voorbeeld van 'n nie-polêre kovalente binding is beperk tot 'n paar molekules van 'n eenvoudige stof, terwyl dipoolverbindings waarin die elektrondigtheid gedeeltelik na 'n meer elektronegatiewe element verskuif word, die oorgrote meerderheid is. Enige kombinasie van atome met verskillende elektronegatiwiteitswaardes gee 'n polêre binding. Veral bindings in organiese stowwe is kovalente polêre bindings. Soms is ioniese, anorganiese oksiede ook polêr, en in soute en sure oorheers die ioniese tipe binding.
As 'n uiterste geval van polêre binding, word die ioniese tipe verbindings soms beskou. As die elektronegatiwiteit van een van die elemente aansienlik hoër is as dié van die ander, word die elektronpaar heeltemal van die bindingsentrum daarheen verskuif. Dit is hoe die skeiding in ione plaasvind. Die een wat 'n elektronpaar neem verander in 'n anioon en kry 'n negatiewe lading, en die een wat 'n elektron verloor verander in 'n katioon en word positief.
Voorbeelde van anorganiese stowwe met 'n kovalente nie-polêre bindingstipe
Stowwe met 'n kovalente nie-polêre binding is byvoorbeeld alle binêre gasmolekules: waterstof (H - H), suurstof (O=O), stikstof (in sy molekule word 2 atome deur 'n drievoudige binding verbind (N ≡ N)); vloeistowwe en vaste stowwe: chloor (Cl - Cl), fluoor (F - F), broom (Br - Br), jodium (I - I). Sowel as komplekse stowwe wat bestaan uit atome van verskillende elemente, maar met dieselfdeelektronegatiwiteitswaarde, byvoorbeeld, fosforhidried - pH3.
Organiese en nie-polêre binding
Dit is duidelik dat alle organiese materiaal kompleks is. Die vraag ontstaan, hoe kan daar 'n nie-polêre binding in 'n komplekse stof wees? Die antwoord is redelik eenvoudig as jy 'n bietjie logies dink. As die elektronegatiwiteitswaardes van die gekoppelde elemente onbeduidend verskil en nie 'n dipoolmoment in die verbinding skep nie, kan so 'n binding as niepolêr beskou word. Dit is presies die situasie met koolstof en waterstof: alle C-H-bindings in organiese stowwe word as nie-polêr beskou.
'n Voorbeeld van 'n niepolêre kovalente binding is 'n molekule van metaan, die eenvoudigste organiese verbinding. Dit bestaan uit een koolstofatoom, wat volgens sy valensie deur enkelbindings met vier waterstofatome verbind word. Trouens, die molekule is nie 'n dipool nie, aangesien daar geen lokalisering van ladings daarin is nie, tot 'n mate as gevolg van die tetraëdriese struktuur. Die elektrondigtheid is eweredig versprei.
'n Voorbeeld van 'n nie-polêre kovalente binding bestaan in meer komplekse organiese verbindings. Dit word gerealiseer as gevolg van mesomeriese effekte, dit wil sê die opeenvolgende onttrekking van die elektrondigtheid, wat vinnig langs die koolstofketting vervaag. Dus, in die heksaklooretaanmolekule is die C-C-binding nie-polêr as gevolg van die eenvormige trek van die elektrondigtheid deur ses chlooratome.
Ander tipes skakels
Benewens die kovalente binding, wat terloops ook volgens die skenker-aanvaarder-meganisme uitgevoer kan word, is daar ioniese, metaal- enwaterstofbindings. Kort kenmerke van die voorlaaste twee word hierbo aangebied.
Waterstofbinding is 'n intermolekulêre elektrostatiese interaksie wat waargeneem word as die molekule 'n waterstofatoom het en enige ander atoom wat ongedeelde elektronpare het. Hierdie tipe binding is baie swakker as die ander, maar as gevolg van die feit dat baie van hierdie bindings in die stof kan vorm, lewer dit 'n beduidende bydrae tot die eienskappe van die verbinding.
