Kovalente, ionische und metallische Bindungen sind die drei Haupttypen chemischer Bindungen.

Lassen Sie uns mehr darüber erfahren kovalente chemische Bindung. Betrachten wir den Mechanismus seines Auftretens. Nehmen wir als Beispiel die Entstehung eines Wasserstoffmoleküls:

Eine kugelsymmetrische Wolke, die von einem 1s-Elektron gebildet wird, umgibt den Kern eines freien Wasserstoffatoms. Wenn sich Atome einem bestimmten Abstand nähern, überlappen sich ihre Orbitale teilweise (siehe Abbildung). Dadurch entsteht zwischen den Zentren beider Kerne eine molekulare Zwei-Elektronen-Wolke, die im Raum zwischen den Kernen eine maximale Elektronendichte aufweist. Mit zunehmender Dichte der negativen Ladung kommt es zu einem starken Anstieg der Anziehungskräfte zwischen der Molekülwolke und den Kernen.

Wir sehen also, dass durch überlappende Elektronenwolken von Atomen eine kovalente Bindung entsteht, die mit der Freisetzung von Energie einhergeht. Wenn der Abstand zwischen den Atomkernen, die sich vor der Berührung nähern, 0,106 nm beträgt, beträgt er nach der Überlappung der Elektronenwolken 0,074 nm. Je größer die Überlappung der Elektronenorbitale ist, desto stärker ist die chemische Bindung.

Kovalent angerufen chemische Bindung durch Elektronenpaare. Verbindungen mit kovalenten Bindungen werden genannt homöopolar oder atomar.

Existieren zwei Arten kovalenter Bindungen: Polar- Und unpolar.

Für unpolar Bei einer kovalenten Bindung ist die von einem gemeinsamen Elektronenpaar gebildete Elektronenwolke symmetrisch relativ zu den Kernen beider Atome verteilt. Ein Beispiel sind zweiatomige Moleküle, die aus einem Element bestehen: Cl 2, N 2, H 2, F 2, O 2 und anderen, wobei das Elektronenpaar beiden Atomen gleichermaßen gehört.

Bei Polar Bei einer kovalenten Bindung wird die Elektronenwolke in Richtung des Atoms mit höherer relativer Elektronegativität verschoben. Zum Beispiel Moleküle flüchtiger anorganischer Verbindungen wie H 2 S, HCl, H 2 O und andere.

Die Entstehung eines HCl-Moleküls lässt sich wie folgt darstellen:

Weil Ist die relative Elektronegativität des Chloratoms (2.83) größer als die des Wasserstoffatoms (2.1), wird das Elektronenpaar zum Chloratom verschoben.

Neben dem Austauschmechanismus der kovalenten Bindungsbildung gibt es aufgrund von Überlappung auch einen Spender-Akzeptor der Mechanismus seiner Entstehung. Dies ist ein Mechanismus, bei dem die Bildung einer kovalenten Bindung aufgrund der Zwei-Elektronen-Wolke eines Atoms (Donor) und des freien Orbitals eines anderen Atoms (Akzeptor) erfolgt. Schauen wir uns ein Beispiel für den Mechanismus der Bildung von Ammonium NH 4 + an. Im Ammoniakmolekül hat das Stickstoffatom eine Zwei-Elektronen-Wolke:

Das Wasserstoffion hat ein freies 1s-Orbital, bezeichnen wir dies als .

Bei der Bildung des Ammoniumions wird die Zwei-Elektronen-Wolke des Stickstoffs den Stickstoff- und Wasserstoffatomen gemeinsam, das heißt, sie wird in eine molekulare Elektronenwolke umgewandelt. Folglich entsteht eine vierte kovalente Bindung. Den Prozess der Ammoniumbildung können Sie sich anhand des folgenden Diagramms vorstellen:

Die Ladung des Wasserstoffions wird zwischen allen Atomen verteilt und die Zwei-Elektronen-Wolke, die zum Stickstoff gehört, wird mit Wasserstoff geteilt.

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Es ist kein Geheimnis, dass Chemie eine ziemlich komplexe und auch vielfältige Wissenschaft ist. Viele verschiedene Reaktionen, Reagenzien, Chemikalien und andere komplexe und verwirrende Begriffe – sie alle interagieren miteinander. Aber die Hauptsache ist, dass wir uns jeden Tag mit Chemie auseinandersetzen, egal ob wir im Unterricht dem Lehrer zuhören und neuen Stoff lernen oder Tee kochen, was im Allgemeinen auch ein chemischer Prozess ist.

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Daraus kann man schließen Sie müssen nur Chemie kennen Es ist interessant und darüber hinaus nützlich, es zu verstehen und zu wissen, wie unsere Welt oder einige ihrer Teile funktionieren.

Jetzt müssen wir uns mit einem solchen Begriff wie einer kovalenten Bindung auseinandersetzen, die übrigens sowohl polar als auch unpolar sein kann. Das Wort „kovalent“ selbst leitet sich übrigens vom lateinischen „co“ – zusammen und „vales“ – Kraft habend, ab.

Vorkommen des Begriffs

Beginnen wir damit Der Begriff „kovalent“ wurde erstmals 1919 von Irving Langmuir eingeführt – Nobelpreisträger. Der Begriff „kovalent“ impliziert eine chemische Bindung, bei der beide Atome Elektronen teilen, was als geteilter Besitz bezeichnet wird. Damit unterscheidet es sich beispielsweise von einem metallischen, bei dem die Elektronen frei sind, oder von einem ionischen, bei dem einer vollständig Elektronen an einen anderen abgibt. Es ist zu beachten, dass es zwischen Nichtmetallen gebildet wird.

Basierend auf dem oben Gesagten können wir eine kleine Schlussfolgerung darüber ziehen, wie dieser Prozess abläuft. Es entsteht zwischen Atomen durch die Bildung gemeinsamer Elektronenpaare, und diese Paare entstehen auf den äußeren und voräußeren Unterebenen der Elektronen.

Beispiele, Stoffe mit Polarität:

Arten kovalenter Bindungen

Es gibt auch zwei Arten: polare und dementsprechend unpolare Bindungen. Wir werden die Merkmale jedes einzelnen von ihnen separat analysieren.

Kovalente Polarbildung

Was bedeutet der Begriff „polar“?

Was normalerweise passiert, ist, dass zwei Atome eine unterschiedliche Elektronegativität haben, daher gehören die Elektronen, die sie teilen, nicht gleich zusammen, sondern sind immer näher bei einem als bei dem anderen. Zum Beispiel ein Chlorwasserstoffmolekül, bei dem sich die Elektronen der kovalenten Bindung näher am Chloratom befinden, da seine Elektronegativität höher ist als die von Wasserstoff. In Wirklichkeit ist der Unterschied in der Elektronenanziehung jedoch gering genug, dass ein vollständiger Elektronentransfer von Wasserstoff zu Chlor stattfinden kann.

Dadurch verschiebt sich die Elektronendichte im polaren Zustand in eine elektronegativere und es erscheint eine teilweise negative Ladung darauf. Der Kern wiederum, dessen Elektronegativität geringer ist, entwickelt dementsprechend eine teilweise positive Ladung.

Wir fassen zusammen: Polarität tritt zwischen verschiedenen Nichtmetallen auf, die sich in ihren Elektronegativitätswerten unterscheiden, und die Elektronen befinden sich näher am Kern mit größerer Elektronegativität.

Elektronegativität ist die Fähigkeit einiger Atome, Elektronen von anderen anzuziehen und dadurch eine chemische Reaktion auszulösen.

Beispiele für kovalente Polarität, Stoffe mit polarer kovalenter Bindung:

Formel einer Substanz mit einer polaren kovalenten Bindung

Kovalent unpolar, Unterschied zwischen polar und unpolar

Und schließlich, unpolar, wir werden bald herausfinden, was es ist.

Der Hauptunterschied zwischen unpolar und polar- Das ist Symmetrie. Befanden sich bei einer polaren Bindung die Elektronen näher an einem Atom, so befanden sich die Elektronen bei einer unpolaren Bindung symmetrisch, also relativ zu beiden gleich.

Es ist bemerkenswert, dass Unpolarität zwischen Nichtmetallatomen eines chemischen Elements auftritt.

Z.B, Stoffe mit unpolaren kovalenten Bindungen:

Außerdem wird eine Ansammlung von Elektronen oft einfach als Elektronenwolke bezeichnet. Daraus schließen wir, dass die elektronische Kommunikationswolke, die ein gemeinsames Elektronenpaar bildet, symmetrisch oder gleichmäßig im Verhältnis zu den Kernen beider im Raum verteilt ist.

Beispiele für eine kovalente unpolare Bindung und ein Schema zur Bildung einer kovalenten unpolaren Bindung

Es ist aber auch nützlich zu wissen, wie man zwischen kovalenter Polarität und Unpolarität unterscheidet.

Kovalent unpolar- das sind immer Atome derselben Substanz. H2. CL2.

Dieser Artikel ist zu Ende, jetzt wissen wir, was dieser chemische Prozess ist, wir wissen, wie man ihn und seine Varianten definiert, wir kennen die Formeln für die Bildung von Stoffen und im Allgemeinen etwas mehr über unsere komplexe Welt, Erfolge in Chemie und die Bildung neuer Formeln.

Definition

Eine kovalente Bindung ist eine chemische Bindung, die dadurch entsteht, dass Atome ihre Valenzelektronen teilen. Voraussetzung für die Bildung einer kovalenten Bindung ist die Überlappung von Atomorbitalen (AO), in denen sich die Valenzelektronen befinden. Im einfachsten Fall führt die Überlappung zweier AOs zur Bildung zweier Molekülorbitale (MO): einem bindenden MO und einem antibindenden (antibindenden) MO. Die gemeinsamen Elektronen befinden sich auf dem Bindungs-MO mit niedrigerer Energie:

Bildungskommunikation

Kovalente Bindung (Atombindung, homöopolare Bindung) – eine Bindung zwischen zwei Atomen aufgrund der Elektronenteilung zweier Elektronen – eines von jedem Atom:

A. + B. -> A: B

Aus diesem Grund ist die homöopolare Beziehung gerichtet. Das Elektronenpaar, das die Bindung herstellt, gehört gleichzeitig beiden gebundenen Atomen, zum Beispiel:

	..		..						..
:	Cl	:	Cl	:			H	:	Ö	:	H
	..		..						..

Arten kovalenter Bindungen

Es gibt drei Arten kovalenter chemischer Bindungen, die sich im Mechanismus ihrer Bildung unterscheiden:

1. Einfache kovalente Bindung. Für seine Bildung stellt jedes Atom ein ungepaartes Elektron zur Verfügung. Bei der Bildung einer einfachen kovalenten Bindung bleiben die formalen Ladungen der Atome unverändert. Wenn die Atome, die eine einfache kovalente Bindung bilden, gleich sind, sind auch die wahren Ladungen der Atome im Molekül gleich, da die Atome, die die Bindung bilden, gleichermaßen ein gemeinsames Elektronenpaar besitzen. Eine solche Bindung wird als unpolare kovalente Bindung bezeichnet Bindung. Wenn die Atome unterschiedlich sind, wird der Grad des Besitzes eines gemeinsamen Elektronenpaars durch den Unterschied in der Elektronegativität der Atome bestimmt. Ein Atom mit einer höheren Elektronegativität verfügt in größerem Maße über ein Bindungselektronenpaar, und daher ist es wahr Während die Ladung ein negatives Vorzeichen hat, erhält ein Atom mit einer geringeren Elektronegativität die gleiche Ladung, jedoch mit einem positiven Vorzeichen.

Sigma (σ)-, pi (π)-Bindungen sind eine ungefähre Beschreibung der Arten kovalenter Bindungen in Molekülen organischer Verbindungen. Die σ-Bindung zeichnet sich dadurch aus, dass die Dichte der Elektronenwolke entlang der Verbindungsachse maximal ist die Atomkerne. Bei der Bildung einer π-Bindung kommt es zur sogenannten lateralen Überlappung von Elektronenwolken, und die Dichte der Elektronenwolke ist „oberhalb“ und „unter“ der σ-Bindungsebene maximal. Nehmen wir zum Beispiel Ethylen, Acetylen und Benzol.

Im Ethylenmolekül C 2 H 4 gibt es eine Doppelbindung CH 2 = CH 2, ihre elektronische Formel: H:C::C:H. Die Kerne aller Ethylenatome liegen in derselben Ebene. Die drei Elektronenwolken jedes Kohlenstoffatoms bilden drei kovalente Bindungen mit anderen Atomen in derselben Ebene (mit Winkeln zwischen ihnen von etwa 120°). Die Wolke des vierten Valenzelektrons des Kohlenstoffatoms befindet sich oberhalb und unterhalb der Molekülebene. Solche Elektronenwolken beider Kohlenstoffatome, die sich oberhalb und unterhalb der Molekülebene teilweise überlappen, bilden eine zweite Bindung zwischen den Kohlenstoffatomen. Die erste, stärkere kovalente Bindung zwischen Kohlenstoffatomen wird σ-Bindung genannt; die zweite, schwächere kovalente Bindung wird π-Bindung genannt.

In einem linearen Acetylenmolekül

N-S≡S-N (N: S::: S: N)

Es gibt σ-Bindungen zwischen Kohlenstoff- und Wasserstoffatomen, eine σ-Bindung zwischen zwei Kohlenstoffatomen und zwei π-Bindungen zwischen denselben Kohlenstoffatomen. Zwei π-Bindungen liegen über dem Wirkungsbereich der σ-Bindung in zwei zueinander senkrechten Ebenen.

Alle sechs Kohlenstoffatome des cyclischen Benzolmoleküls C 6 H 6 liegen in derselben Ebene. Es gibt σ-Bindungen zwischen Kohlenstoffatomen in der Ringebene; Jedes Kohlenstoffatom hat die gleichen Bindungen mit Wasserstoffatomen. Um diese Bindungen herzustellen, geben Kohlenstoffatome drei Elektronen ab. Wolken aus vierten Valenzelektronen von Kohlenstoffatomen, die wie Achtfiguren geformt sind, befinden sich senkrecht zur Ebene des Benzolmoleküls. Jede dieser Wolken überlappt gleichermaßen mit den Elektronenwolken benachbarter Kohlenstoffatome. In einem Benzolmolekül werden nicht drei separate π-Bindungen gebildet, sondern ein einziges π-Elektronensystem aus sechs Elektronen, das allen Kohlenstoffatomen gemeinsam ist. Die Bindungen zwischen Kohlenstoffatomen in einem Benzolmolekül sind genau gleich.

Eine kovalente Bindung entsteht durch die gemeinsame Nutzung von Elektronen (zur Bildung gemeinsamer Elektronenpaare), die bei der Überlappung von Elektronenwolken auftritt. An der Bildung einer kovalenten Bindung sind die Elektronenwolken zweier Atome beteiligt. Es gibt zwei Haupttypen kovalenter Bindungen:

• Zwischen Nichtmetallatomen desselben chemischen Elements wird eine kovalente unpolare Bindung gebildet. Einfache Stoffe, zum Beispiel O 2, haben eine solche Verbindung; N 2; C 12.
• Zwischen Atomen verschiedener Nichtmetalle entsteht eine polare kovalente Bindung.

siehe auch

Literatur

• „Chemical Encyclopedic Dictionary“, M., „Soviet Encyclopedia“, 1983, S. 264.

Organische Chemie
Liste organischer Verbindungen

Strukturchemie
Chemische Bindung:	Aromatizität | Kovalente Bindung| Ionenbindung | Metallverbindung | Wasserstoffbindung | Geber-Akzeptor-Bindung | Tautomerie
Strukturdarstellung:	Funktionsgruppe | Strukturformel | Chemische Formel | Ligand
Elektronische Eigenschaften:	Elektronegativität | Elektronenaffinität | Ionisierungsenergie | Dipol | Oktettregel
Stereochemie:	Asymmetrisches Atom | Isomerie | Konfiguration | Chiralität | Konformation

Wikimedia-Stiftung. 2010.

Die Idee, eine chemische Bindung mithilfe eines Elektronenpaars beider verbindender Atome zu bilden, wurde 1916 von dem amerikanischen physikalischen Chemiker J. Lewis geäußert.

Kovalente Bindungen bestehen zwischen Atomen sowohl in Molekülen als auch in Kristallen. Es kommt sowohl zwischen identischen Atomen (z. B. in H2-, Cl2-, O2-Molekülen, in einem Diamantkristall) als auch zwischen verschiedenen Atomen (z. B. in H2O- und NH3-Molekülen, in SiC-Kristallen) vor. Fast alle Bindungen in Molekülen organischer Verbindungen sind kovalent (C-C, C-H, C-N usw.).

Es gibt zwei Mechanismen für die Bildung kovalenter Bindungen:

1) Austausch;

2) Spender-Akzeptor.

Austauschmechanismus der Bildung kovalenter Bindungenliegt darin, dass jedes der verbindenden Atome ein ungepaartes Elektron zur Bildung eines gemeinsamen Elektronenpaares (Bindung) bereitstellt. Die Elektronen wechselwirkender Atome müssen entgegengesetzte Spins haben.

Betrachten wir zum Beispiel die Bildung einer kovalenten Bindung in einem Wasserstoffmolekül. Wenn Wasserstoffatome näher kommen, dringen ihre Elektronenwolken ineinander ein, was als Überlappung von Elektronenwolken bezeichnet wird (Abb. 3.2), die Elektronendichte zwischen den Kernen nimmt zu. Die Kerne ziehen sich gegenseitig an. Dadurch sinkt die Energie des Systems. Wenn Atome sehr nahe beieinander liegen, verstärkt sich die Abstoßung der Kerne. Daher gibt es einen optimalen Abstand zwischen den Kernen (Bindungslänge l), bei dem das System die minimale Energie aufweist. In diesem Zustand wird Energie freigesetzt, die sogenannte Bindungsenergie E St.

Reis. 3.2. Diagramm der Überlappung von Elektronenwolken während der Bildung eines Wasserstoffmoleküls

Schematisch lässt sich die Entstehung eines Wasserstoffmoleküls aus Atomen wie folgt darstellen (ein Punkt bedeutet ein Elektron, eine Linie bedeutet ein Elektronenpaar):

N + N→N: N oder N + N→N – N.

Allgemein gilt für AB-Moleküle anderer Stoffe:

A + B = A: B.

Donor-Akzeptor-Mechanismus der Bildung kovalenter Bindungenliegt darin, dass ein Teilchen – der Donor – ein Elektronenpaar zur Bindungsbildung darstellt und das zweite – der Akzeptor – ein freies Orbital darstellt:

A: + B = A: B.

Spenderakzeptor

Betrachten wir die Mechanismen der Bildung chemischer Bindungen im Ammoniakmolekül und im Ammoniumion.

1. Bildung

Das Stickstoffatom verfügt auf dem äußeren Energieniveau über zwei gepaarte und drei ungepaarte Elektronen:

Das Wasserstoffatom in der s-Unterebene hat ein ungepaartes Elektron.

Im Ammoniakmolekül bilden die ungepaarten 2p-Elektronen des Stickstoffatoms drei Elektronenpaare mit den Elektronen von 3 Wasserstoffatomen:

Im NH 3 -Molekül werden nach dem Austauschmechanismus 3 kovalente Bindungen gebildet.

2. Bildung eines komplexen Ions – Ammoniumion.

NH 3 + HCl = NH 4 Cl oder NH 3 + H + = NH 4 +

Das Stickstoffatom verbleibt mit einem freien Elektronenpaar, also zwei Elektronen mit antiparallelen Spins in einem Atomorbital. Das Atomorbital des Wasserstoffions enthält keine Elektronen (freies Orbital). Wenn sich ein Ammoniakmolekül und ein Wasserstoffion einander nähern, kommt es zu einer Wechselwirkung zwischen dem freien Elektronenpaar des Stickstoffatoms und dem freien Orbital des Wasserstoffions. Das freie Elektronenpaar wird den Stickstoff- und Wasserstoffatomen gemeinsam und es kommt zu einer chemischen Bindung nach dem Donor-Akzeptor-Mechanismus. Das Stickstoffatom des Ammoniakmoleküls ist der Donor und das Wasserstoffion ist der Akzeptor:

Es ist zu beachten, dass im NH 4 + -Ion alle vier Bindungen äquivalent und nicht unterscheidbar sind. Daher ist die Ladung im Ion im gesamten Komplex delokalisiert (verteilt).

Die betrachteten Beispiele zeigen, dass die Fähigkeit eines Atoms, kovalente Bindungen zu bilden, nicht nur durch Ein-Elektronen-, sondern auch durch 2-Elektronen-Wolken oder das Vorhandensein freier Orbitale bestimmt wird.

Nach dem Donor-Akzeptor-Mechanismus werden Bindungen in komplexen Verbindungen gebildet: - ; 2+ ; 2- usw.

Eine kovalente Bindung hat folgende Eigenschaften:

- Sättigung;

- Direktionalität;

- Polarität und Polarisierbarkeit.

In diesem Artikel geht es darum, was eine kovalente unpolare Bindung ist. Seine Eigenschaften und die Arten von Atomen, aus denen es besteht, werden beschrieben. Die Stellung kovalenter Bindungen unter anderen Arten atomarer Verbindungen wird aufgezeigt.

Physik oder Chemie?

In der Gesellschaft gibt es ein solches Phänomen: Ein Teil einer homogenen Gruppe hält den anderen für weniger intelligent und ungeschickter. Zum Beispiel lachen die Briten über die Iren, Musiker, die Streicher spielen, lachen über Cellisten und Einwohner Russlands lachen über Vertreter der ethnischen Gruppe der Tschukotka. Leider ist die Wissenschaft keine Ausnahme: Physiker betrachten Chemiker als zweitklassige Wissenschaftler. Dies tun sie jedoch vergeblich: Es ist manchmal sehr schwierig, Physik und Chemie zu trennen. Ein solches Beispiel wären Methoden zum Verbinden von Atomen in einer Substanz (zum Beispiel eine kovalente unpolare Bindung): Die Struktur des Atoms ist eindeutig physikalisch; die Herstellung von Eisensulfid aus Eisen und Schwefel mit Eigenschaften, die sich sowohl von Fe als auch von S unterscheiden, ist definitiv Chemie, sondern wie aus den zwei verschiedenen Atomen eine homogene Verbindung entsteht – weder das eine noch das andere. Es liegt irgendwo dazwischen, aber traditionell wird die Bindungswissenschaft als Zweig der Chemie studiert.

Elektronische Wasserwaagen

Die Anzahl und Anordnung der Elektronen in einem Atom wird durch vier Quantenzahlen bestimmt: Hauptquantenzahl, Orbitalzahl, magnetische Zahl und Spinzahl. Nach der Kombination all dieser Zahlen gibt es also nur zwei s-Elektronen im ersten Orbital, zwei s-Elektronen und sechs p-Elektronen im zweiten und so weiter. Mit zunehmender Ladung des Kerns steigt auch die Zahl der Elektronen, die immer mehr Ebenen füllen. Die chemischen Eigenschaften eines Stoffes werden dadurch bestimmt, wie viele und welche Art von Elektronen sich in der Hülle seiner Atome befinden. Eine kovalente Bindung, polar und unpolar, entsteht, wenn sich in den äußeren Orbitalen zweier Atome ein freies Elektron befindet.

Bildung einer kovalenten Bindung

Zunächst ist anzumerken, dass es falsch ist, „Umlaufbahn“ und „Position“ in Bezug auf Elektronen in der Elektronenhülle von Atomen zu sagen. Nach dem Heisenberg-Prinzip ist es unmöglich, den genauen Standort eines Elementarteilchens zu bestimmen. In diesem Fall wäre es richtiger, von einer Elektronenwolke zu sprechen, als ob sie in einem bestimmten Abstand um den Kern „verschmiert“ wäre. Wenn also zwei Atome (mal die gleichen, mal unterschiedliche chemische Elemente) jeweils ein freies Elektron haben, können sie diese in einem gemeinsamen Orbital verbinden. Somit gehören beide Elektronen gleichzeitig zu zwei Atomen. Auf diese Weise entsteht beispielsweise eine kovalente unpolare Bindung.

Eigenschaften kovalenter Bindungen

Eine kovalente Bindung hat vier Eigenschaften: Direktionalität, Sättigbarkeit, Polarität und Polarisierbarkeit. Abhängig von ihrer Qualität ändern sich die chemischen Eigenschaften der resultierenden Substanz: Die Sättigung zeigt an, wie viele Bindungen dieses Atom eingehen kann, die Richtung zeigt den Winkel zwischen Bindungen an, die Polarisierbarkeit wird durch eine Dichteverschiebung zu einem der Bindungsteilnehmer hin eingestellt. Polarität ist mit einem Konzept wie Elektronegativität verbunden und gibt an, wie sich eine kovalente unpolare Bindung von einer polaren unterscheidet. Allgemein ausgedrückt ist die Elektronegativität eines Atoms die Fähigkeit, Elektronen von Nachbarn in stabilen Molekülen anzuziehen (oder abzustoßen). Die elektronegativsten chemischen Elemente sind beispielsweise Sauerstoff, Stickstoff, Fluor und Chlor. Wenn die Elektronegativität zweier verschiedener Atome gleich ist, entsteht eine kovalente unpolare Bindung. Am häufigsten geschieht dies, wenn zwei Atome derselben chemischen Substanz zu einem Molekül kombiniert werden, zum Beispiel H 2, N 2, Cl 2. Dies ist jedoch nicht unbedingt der Fall: Auch in PH 3-Molekülen ist die kovalente Bindung unpolar.

Wasser, Kristall, Plasma

In der Natur gibt es verschiedene Arten von Bindungen: Wasserstoff, metallische, kovalente (polare, unpolare) und ionische Bindungen. Die Bindung wird durch die Struktur der ungefüllten Elektronenhülle bestimmt und bestimmt sowohl die Struktur als auch die Eigenschaften des Stoffes. Wie der Name schon sagt, findet man metallische Bindungen nur in Kristallen bestimmter Chemikalien. Die Art der Verbindung zwischen Metallatomen bestimmt deren Fähigkeit, elektrischen Strom zu leiten. Tatsächlich ist auf diesem Grundstück die moderne Zivilisation entstanden. Wasser, der wichtigste Stoff für den Menschen, ist das Ergebnis einer kovalenten Bindung zwischen einem Sauerstoffatom und zwei Wasserstoffatomen. Der Winkel zwischen diesen beiden Verbindungen bestimmt die einzigartigen Eigenschaften von Wasser. Viele Stoffe außer Wasser haben nur deshalb vorteilhafte Eigenschaften, weil ihre Atome durch eine kovalente Bindung (polar und unpolar) verbunden sind. Ionenbindung kommt am häufigsten in Kristallen vor. Am aussagekräftigsten sind die nützlichen Eigenschaften von Lasern. Mittlerweile gibt es sie in verschiedenen Formen: mit einem Arbeitsmedium in Form von Gas, Flüssigkeit oder sogar einem organischen Farbstoff. Aber ein Festkörperlaser hat immer noch das optimale Verhältnis von Leistung, Größe und Kosten. Eine kovalente unpolare chemische Bindung ist jedoch, wie auch andere Arten der Wechselwirkung von Atomen in Molekülen, Stoffen in drei Aggregatzuständen inhärent: fest, flüssig, gasförmig. Für den vierten Aggregatzustand der Materie, das Plasma, macht es keinen Sinn, von einer Verbindung zu sprechen. Tatsächlich handelt es sich um ein stark ionisiertes, erhitztes Gas. Allerdings können sich Moleküle von unter normalen Bedingungen festen Stoffen – Metalle, Halogene usw. – im Plasmazustand befinden. Bemerkenswert ist, dass dieser Aggregatzustand der Materie das größte Volumen des Universums einnimmt: Sterne, Nebel und sogar der interstellare Raum sind eine Mischung verschiedener Plasmaarten. Die kleinsten Partikel, die die Sonnenkollektoren von Kommunikationssatelliten durchdringen und das GPS-System lahmlegen können, sind staubiges Niedertemperaturplasma. Somit stellt die den Menschen vertraute Welt, in der es wichtig ist, die Art der chemischen Bindung von Stoffen zu kennen, einen sehr kleinen Teil des uns umgebenden Universums dar.