Kovalenttiset, ioniset ja metalliset ovat kemiallisten sidosten kolme päätyyppiä.
Tutustutaanpa lisää kovalenttinen kemiallinen sidos. Tarkastellaanpa sen esiintymismekanismia. Otetaan esimerkkinä vetymolekyylin muodostuminen:
1s-elektronin muodostama pallosymmetrinen pilvi ympäröi vapaan vetyatomin ydintä. Kun atomit lähestyvät tiettyä etäisyyttä, niiden kiertoradat menevät osittain päällekkäin (katso kuva), 
seurauksena molempien ytimien keskusten väliin ilmestyy molekyylikaksielektronipilvi, jonka elektronitiheys on suurin ytimien välisessä tilassa. Kun negatiivisen varauksen tiheys kasvaa, molekyylipilven ja ytimien väliset vetovoimat kasvavat voimakkaasti.
Joten näemme, että kovalenttinen sidos muodostuu limittäin olevista atomien elektronipilvestä, johon liittyy energian vapautuminen. Jos ennen kosketusta lähestyvien atomiytimien välinen etäisyys on 0,106 nm, niin elektronipilvien päällekkäisyyden jälkeen se on 0,074 nm. Mitä suurempi elektronien kiertoradan limitys on, sitä vahvempi kemiallinen sidos.
Kovalenttinen nimeltään elektroniparien suorittama kemiallinen sidos. Kovalenttisia sidoksia sisältäviä yhdisteitä kutsutaan homeopolaarinen tai atomi-.
Olla olemassa kahdenlaisia kovalenttisia sidoksia: napainen Ja ei-polaarinen.
Ei-polaariselle Kovalenttisessa sidoksessa yhteisen elektroniparin muodostama elektronipilvi jakautuu symmetrisesti molempien atomien ytimiin nähden. Esimerkkinä ovat kaksiatomiset molekyylit, jotka koostuvat yhdestä alkuaineesta: Cl 2, N 2, H 2, F 2, O 2 ja muut, joiden elektronipari kuuluu molemmille atomeille tasapuolisesti.
Napalla Kovalenttisessa sidoksessa elektronipilvi siirtyy kohti atomia, jolla on korkeampi suhteellinen elektronegatiivisuus. Esimerkiksi haihtuvien epäorgaanisten yhdisteiden molekyylit, kuten H2S, HCl, H20 ja muut.
HCl-molekyylin muodostuminen voidaan esittää seuraavasti:
Koska klooriatomin (2.83) suhteellinen elektronegatiivisuus on suurempi kuin vetyatomin (2.1), elektronipari on siirtynyt klooriatomiin.
Kovalenttisen sidoksen muodostumisen vaihtomekanismin lisäksi - päällekkäisyyden vuoksi myös luovuttaja-vastaava sen muodostumismekanismi. Tämä on mekanismi, jossa kovalenttisen sidoksen muodostuminen tapahtuu yhden atomin (luovuttaja) kahden elektronin pilven ja toisen atomin (akseptorin) vapaan orbitaalin vuoksi. Katsotaanpa esimerkkiä ammoniumin NH 4 +:n muodostumismekanismista Ammoniakkimolekyylissä typpiatomilla on kahden elektronin pilvi:
Vetyionilla on vapaa 1s kiertorata, merkitään tämä nimellä .
Ammoniumionin muodostumisen aikana kahden elektronin typpipilvi tulee yhteiseksi typpi- ja vetyatomeille, mikä tarkoittaa, että se muuttuu molekyylielektronipilveksi. Näin ollen ilmestyy neljäs kovalenttinen sidos. Voit kuvitella ammoniumin muodostumisprosessin seuraavalla kaaviolla: 
Vetyionin varaus hajaantuu kaikkien atomien kesken, ja typpeen kuuluva kahden elektronin pilvi jaetaan vedyn kanssa.
Onko sinulla vielä kysyttävää? Etkö tiedä miten tehdä läksyjäsi?
Avun saaminen tutorilta -.
Ensimmäinen oppitunti on ilmainen!
blog.site, kopioitaessa materiaalia kokonaan tai osittain, vaaditaan linkki alkuperäiseen lähteeseen.
Ei ole mikään salaisuus, että kemia on melko monimutkainen ja myös monipuolinen tiede. Monet erilaiset reaktiot, reagenssit, kemikaalit ja muut monimutkaiset ja hämmentävät termit - ne kaikki ovat vuorovaikutuksessa toistensa kanssa. Mutta pääasia on, että käsittelemme kemiaa joka päivä, riippumatta siitä, kuuntelemmeko opettajaa tunnilla ja opimme uutta materiaalia tai keitämme teetä, mikä yleensä on myös kemiallinen prosessi.
Yhteydessä
Luokkatoverit
Siitä voidaan päätellä sinun tarvitsee vain osata kemiaa, sen ymmärtäminen ja maailmamme tai joidenkin sen osien toimimisen tunteminen on mielenkiintoista ja lisäksi hyödyllistä.
Nyt meidän on käsiteltävä sellaista termiä kuin kovalenttinen sidos, joka voi muuten olla joko polaarinen tai ei-polaarinen. Muuten, itse sana "kovalenttinen" on johdettu latinan sanasta "co" - yhdessä ja "vales" - jolla on voimaa.
Termin esiintymisiä
Aloitetaan siitä tosiasiasta Irving Langmuir otti ensimmäisen kerran käyttöön termin "kovalenttinen" vuonna 1919. Nobel-palkinnon saaja. Termi "kovalenttinen" tarkoittaa kemiallista sidosta, jossa molemmat atomit jakavat elektroneja, jota kutsutaan jaetuksi omistukseksi. Siten se eroaa esimerkiksi metallista, jossa elektronit ovat vapaita, tai ionisesta, jossa yksi luovuttaa kokonaan elektroneja toiselle. On huomattava, että se muodostuu ei-metallien väliin.
Yllä olevan perusteella voimme tehdä pienen johtopäätöksen siitä, millainen tämä prosessi on. Se syntyy atomien välillä yhteisten elektroniparien muodostumisen vuoksi, ja nämä parit syntyvät elektronien ulkoisilla ja esiulkoisilla alitasoilla.
Esimerkkejä, aineita, joilla on napaisuus:
Kovalenttisten sidosten tyypit
On myös kahta tyyppiä: polaariset ja vastaavasti ei-polaariset sidokset. Analysoimme kunkin niistä ominaisuuksia erikseen.
Kovalenttinen polaarinen muodostus
Mitä termi "polaarinen" tarkoittaa?
Yleensä tapahtuu, että kahdella atomilla on eri elektronegatiivisuus, joten niiden jakamat elektronit eivät kuulu tasapuolisesti, vaan ovat aina lähempänä toista kuin toista. Esimerkiksi vetykloridimolekyyli, jossa kovalenttisen sidoksen elektronit sijaitsevat lähempänä klooriatomia, koska sen elektronegatiivisuus on suurempi kuin vedyn. Todellisuudessa elektronien vetovoiman ero on kuitenkin riittävän pieni, jotta elektronien täydellinen siirtyminen vedystä klooriin tapahtuisi.
Seurauksena on, että kun on polaarinen, elektronitiheys siirtyy elektronegatiivisempaan, ja siihen ilmestyy osittainen negatiivinen varaus. Ydin, jonka elektronegatiivisuus on pienempi, kehittää vastaavasti osittaisen positiivisen varauksen.
Päättelemme: polaarinen esiintyy eri epämetallien välillä, jotka eroavat elektronegatiivisuusarvoistaan, ja elektronit sijaitsevat lähempänä ydintä, jolla on suurempi elektronegatiivisuus.
Elektronegatiivisuus on joidenkin atomien kyky vetää puoleensa elektroneja toisista ja muodostaa siten kemiallisen reaktion.
Esimerkkejä kovalenttisesta polaarisesta, aineet, joissa on polaarinen kovalenttinen sidos:
Aineen kaava, jossa on polaarinen kovalenttinen sidos
Kovalenttinen ei-polaarinen, ero polaarisen ja ei-polaarisen välillä
Ja lopuksi, ei-polaarinen, saamme pian selville, mikä se on.
Suurin ero ei-polaarisen ja polaarisen välillä- Tämä on symmetriaa. Jos polaarisen sidoksen tapauksessa elektronit sijaitsivat lähempänä yhtä atomia, niin ei-polaarisessa sidoksessa elektronit sijaitsivat symmetrisesti, eli yhtä paljon molempien suhteen.
On huomionarvoista, että ei-polaarinen esiintyy yhden kemiallisen alkuaineen ei-metalliatomien välillä.
Esim, aineet, joissa on ei-polaarisia kovalenttisia sidoksia:
Myös elektronikokoelmaa kutsutaan usein yksinkertaisesti elektronipilveksi, jonka perusteella päätellään, että yhteisen elektroniparin muodostava elektroninen viestintäpilvi on jakautunut avaruuteen symmetrisesti tai tasaisesti molempien ytimiin nähden.
Esimerkkejä kovalenttisesta ei-polaarisesta sidoksesta ja menetelmästä kovalenttisen ei-polaarisen sidoksen muodostamiseksi
Mutta on myös hyödyllistä tietää, kuinka erottaa kovalenttinen polaarinen ja ei-polaarinen.
Kovalenttinen ei-polaarinen- nämä ovat aina saman aineen atomeja. H2. CL2.
Tämä artikkeli on tullut päätökseen, nyt tiedämme, mikä tämä kemiallinen prosessi on, tiedämme kuinka määritellä se ja sen lajikkeet, tiedämme aineiden muodostumiskaavat ja yleensä hieman enemmän monimutkaisesta maailmastamme, menestyksestämme kemiaa ja uusien kaavojen muodostumista.
Määritelmä
Kovalenttinen sidos on kemiallinen sidos, jonka muodostavat atomit jakavat valenssielektroninsa. Edellytyksenä kovalenttisen sidoksen muodostumiselle on atomiorbitaalien (AO) päällekkäisyys, joissa valenssielektronit sijaitsevat. Yksinkertaisimmassa tapauksessa kahden AO:n päällekkäisyys johtaa kahden molekyyliorbitaalin (MO) muodostumiseen: sidos-MO:n ja antibonding (antibonding) MO. Jaetut elektronit sijaitsevat alemman energian sidosyksikössä MO:
Koulutusviestintä
Kovalenttinen sidos (atomisidos, homeopolaarinen sidos) - kahden atomin välinen sidos, joka johtuu kahden elektronin elektronien jakamisesta - yksi kustakin atomista:
A. + B. -> A: B
Tästä syystä homeopolaarinen suhde on suunnattu. Sidoksen suorittava elektronipari kuuluu samanaikaisesti molempiin sitoutuneisiin atomeihin, esimerkiksi:
| .. | .. | .. | |||||||||
| : | Cl | : | Cl | : | H | : | O | : | H | ||
| .. | .. | .. |
Kovalenttisten sidosten tyypit
Kovalenttisia kemiallisia sidoksia on kolmea tyyppiä, jotka eroavat niiden muodostumismekanismista:
1. Yksinkertainen kovalenttinen sidos. Sen muodostumista varten jokainen atomi tarjoaa yhden parittoman elektronin. Kun muodostuu yksinkertainen kovalenttinen sidos, atomien muodolliset varaukset pysyvät muuttumattomina. Jos yksinkertaisen kovalenttisen sidoksen muodostavat atomit ovat samat, niin molekyylin atomien todelliset varaukset ovat myös samat, koska sidoksen muodostavat atomit omistavat tasaisesti jaetun elektroniparin, tällaista sidosta kutsutaan ei-polaariseksi kovalentiksi. joukkovelkakirjalaina. Jos atomit ovat erilaisia, niin jaetun elektroniparin hallintaaste määräytyy atomien elektronegatiivisuuden eron perusteella, korkeamman elektronegatiivisuuden omaavalla atomilla on enemmän sitoutuvia elektroneja, ja siksi se on totta. varauksella on negatiivinen etumerkki, atomi, jolla on pienempi elektronegatiivisuus, saa saman varauksen, mutta positiivisella merkillä.
Sigma (σ)-, pi (π)-sidokset ovat likimääräinen kuvaus orgaanisten yhdisteiden molekyyleissä olevien kovalenttisten sidosten tyypeistä. atomien ytimet. Kun π-sidos muodostuu, tapahtuu niin sanottu elektronipilvien lateraalinen päällekkäisyys, ja elektronipilven tiheys on maksimissaan σ-sidostason "yläpuolella" ja "alapuolella". Otetaan esimerkiksi eteeni, asetyleeni ja bentseeni.
Etyleenimolekyylissä C 2 H 4 on kaksoissidos CH 2 = CH 2, sen elektroninen kaava: H:C::C:H. Kaikkien eteeniatomien ytimet sijaitsevat samassa tasossa. Jokaisen hiiliatomin kolme elektronipilveä muodostavat kolme kovalenttista sidosta muiden atomien kanssa samassa tasossa (niiden väliset kulmat ovat noin 120°). Hiiliatomin neljännen valenssielektronin pilvi sijaitsee molekyylin tason ylä- ja alapuolella. Sellaiset molempien hiiliatomien elektronipilvet, jotka ovat osittain päällekkäin molekyylin tason ylä- ja alapuolella, muodostavat toisen sidoksen hiiliatomien välille. Ensimmäistä, vahvempaa kovalenttista sidosta hiiliatomien välillä kutsutaan σ-sidokseksi; toista, heikompaa kovalenttista sidosta kutsutaan π-sidokseksi.
Lineaarisessa asetyleenimolekyylissä
N-S≡S-N (N: S::: S: N)
hiili- ja vetyatomien välillä on σ-sidosta, kahden hiiliatomin välillä yksi σ-sidosta ja samojen hiiliatomien välillä kaksi π-sidosta. Kaksi π-sidosta sijaitsee σ-sidoksen vaikutusalueen yläpuolella kahdessa keskenään kohtisuorassa tasossa.
Syklisen bentseenimolekyylin C6H6 kaikki kuusi hiiliatomia ovat samassa tasossa. Renkaan tasossa olevien hiiliatomien välillä on σ-sidoksia; Jokaisella hiiliatomilla on samat sidokset vetyatomien kanssa. Hiiliatomit käyttävät kolme elektronia näiden sidosten muodostamiseen. Hiiliatomien neljännen valenssielektronin pilvet, jotka on muotoiltu kahdeksaksi, sijaitsevat kohtisuorassa bentseenimolekyylin tasoon nähden. Jokainen tällainen pilvi limittyy tasaisesti viereisten hiiliatomien elektronipilvien kanssa. Bentseenimolekyylissä ei muodostu kolmea erillistä π-sidosta, vaan yksi kuuden elektronin π-elektronijärjestelmä, joka on yhteinen kaikille hiiliatomeille. Bentseenimolekyylin hiiliatomien väliset sidokset ovat täsmälleen samat.
Kovalenttinen sidos muodostuu elektronien jakamisen seurauksena (yhteisten elektroniparien muodostamiseksi), mikä tapahtuu elektronipilvien päällekkäisyyden aikana. Kovalenttisen sidoksen muodostumiseen liittyy kahden atomin elektronipilvet. Kovalenttisia sidoksia on kahta päätyyppiä:
- Kovalenttinen ei-polaarinen sidos muodostuu saman kemiallisen alkuaineen ei-metallisten atomien välille. Yksinkertaisilla aineilla, esimerkiksi 02:lla, on tällainen yhteys; N 2; C 12.
- Polaarinen kovalenttinen sidos muodostuu eri ei-metallien atomien välille.
Katso myös
Kirjallisuus
- "Chemical Encyclopedic Dictionary", M., "Soviet Encyclopedia", 1983, s. 264.
| Orgaaninen kemia |
|---|
| Luettelo orgaanisista yhdisteistä |
| Rakennekemia | |
|---|---|
| Kemiallinen sidos: | Aromaattinen | Kovalenttisidos| Ionisidos | Metalliliitäntä | Vetysidos | Lahjoittajan ja vastaanottajan sidos | Tautomeria |
| Rakenteen näyttö: | Toiminnallinen ryhmä | Rakennekaava | Kemiallinen kaava | Ligandi |
| Elektroniset ominaisuudet: | Elektronegatiivisuus | Elektronien affiniteetti | Ionisaatioenergia | Dipoli | Oktettisääntö |
| Stereokemia: | Epäsymmetrinen atomi | Isomerismi | Kokoonpano | Kiraalisuus | Konformaatio |
Wikimedia Foundation. 2010.
Amerikkalainen fysikaalinen kemisti J. Lewis ilmaisi ajatuksen kemiallisen sidoksen muodostamisesta molempiin yhdistäviin atomeihin kuuluvan elektroniparin avulla.
Kovalenttisia sidoksia on atomien välillä sekä molekyyleissä että kiteissä. Sitä esiintyy sekä identtisten atomien välillä (esimerkiksi H2-, Cl2-, O2-molekyyleissä, timanttikiteessä) että eri atomien välillä (esimerkiksi H2O- ja NH3-molekyyleissä, SiC-kiteissä). Melkein kaikki sidokset orgaanisten yhdisteiden molekyyleissä ovat kovalenttisia (C-C, C-H, C-N jne.).
Kovalenttisten sidosten muodostumiseen on kaksi mekanismia:
1) vaihto;
2) luovuttaja-akseptori.
Kovalenttisen sidoksen muodostumisen vaihtomekanismion, että kukin yhdistävistä atomeista tarjoaa yhden parittoman elektronin yhteisen elektroniparin (sidoksen) muodostamiseksi. Vuorovaikutuksessa olevien atomien elektroneilla on oltava vastakkaiset spinit.
Tarkastellaan esimerkiksi kovalenttisen sidoksen muodostumista vetymolekyylissä. Kun vetyatomit tulevat lähemmäksi, niiden elektronipilvet tunkeutuvat toisiinsa, jota kutsutaan elektronipilvien päällekkäisyydeksi (kuva 3.2), jolloin ytimien välinen elektronitiheys kasvaa. Ytimet vetävät toisiaan puoleensa. Tämän seurauksena järjestelmän energia laskee. Kun atomit tulevat hyvin lähelle toisiaan, ytimien hylkiminen lisääntyy. Siksi ytimien välillä on optimaalinen etäisyys (sidoksen pituus l), jolla järjestelmällä on minimienergia. Tässä tilassa vapautuu energiaa, jota kutsutaan sitovaksi energiaksi E St.
Riisi. 3.2. Kaavio elektronipilven päällekkäisyydestä vetymolekyylin muodostumisen aikana
Vetymolekyylin muodostuminen atomeista voidaan esittää kaavamaisesti seuraavasti (piste tarkoittaa elektronia, viiva tarkoittaa elektroniparia):
N + N → N: N tai N + N → N - N.
Yleisesti muiden aineiden AB-molekyyleille:
A + B = A: B.
Kovalenttisen sidoksen muodostumisen luovuttaja-akseptorimekanismipiilee siinä, että yksi hiukkanen - luovuttaja - edustaa elektroniparia sidoksen muodostamiseksi, ja toinen - akseptori - edustaa vapaata kiertorataa:
A: + B = A: B.
luovuttajan vastaanottaja
Tarkastellaan kemiallisten sidosten muodostumismekanismeja ammoniakkimolekyylissä ja ammoniumionissa.
1. Koulutus
Typpiatomilla on kaksi parillista ja kolme paritonta elektronia ulkoisella energiatasolla:
S-alatason vetyatomilla on yksi pariton elektroni.
Ammoniakkimolekyylissä typpiatomin parittomat 2p elektronit muodostavat kolme elektroniparia 3 vetyatomin elektronien kanssa:
NH3-molekyylissä muodostuu 3 kovalenttista sidosta vaihtomekanismin mukaisesti.
2. Kompleksisen ionin muodostuminen - ammoniumioni.
NH 3 + HCl = NH 4 Cl tai NH 3 + H + = NH 4 +
Typpiatomi jää yksinäisen elektroniparin kanssa, eli kahdella elektronilla, joilla on antirinnakkaisspin yhdellä atomiradalla. Vetyionin atomikiertorata ei sisällä elektroneja (vakanta orbitaali). Kun ammoniakkimolekyyli ja vetyioni lähestyvät toisiaan, typpiatomin yksinäisen elektroniparin ja vetyionin vapaan kiertoradan välillä tapahtuu vuorovaikutus. Yksinäinen elektronipari tulee yhteiseksi typpi- ja vetyatomeille, ja kemiallinen sidos tapahtuu luovuttaja-akseptorimekanismin mukaisesti. Ammoniakkimolekyylin typpiatomi on luovuttaja ja vetyioni on vastaanottaja:
On huomattava, että NH4+-ionissa kaikki neljä sidosta ovat samanarvoisia ja erottamattomia, siksi ionissa varaus on siirretty (hajallaan) koko kompleksiin.
Tarkasteltavat esimerkit osoittavat, että atomin kyky muodostaa kovalenttisia sidoksia ei määräydy vain yhden elektronin, vaan myös 2-elektronisen pilven tai vapaiden kiertoradan läsnäolosta.
Luovuttaja-akseptorimekanismin mukaan sidoksia muodostuu monimutkaisissa yhdisteissä: - ; 2+ ; 2- jne.
Kovalenttisella sidoksella on seuraavat ominaisuudet:
- kylläisyys;
- suuntaavuus;
- napaisuus ja polarisoituvuus.
Tässä artikkelissa kerrotaan, mikä kovalenttinen ei-polaarinen sidos on. Sen ominaisuudet ja sen muodostavat atomityypit kuvataan. Kovalenttisten sidosten paikka muun tyyppisten atomiyhdisteiden joukossa on esitetty.
Fysiikka vai kemia?
Yhteiskunnassa on sellainen ilmiö: yksi homogeenisen ryhmän osa pitää toista vähemmän älykkäänä, kömpelömänä. Esimerkiksi britit nauravat irlantilaisille, kieliä soittavat muusikot nauravat sellisteille ja Venäjän asukkaat nauravat Chukotka-etnisen ryhmän edustajille. Valitettavasti tiede ei ole poikkeus: fyysikot pitävät kemistejä toisen luokan tiedemiehinä. He tekevät tämän kuitenkin turhaan: joskus on hyvin vaikeaa erottaa, mikä on fysiikkaa ja mikä kemiaa. Tällainen esimerkki olisi menetelmiä atomien liittämiseksi aineessa (esimerkiksi kovalenttinen ei-polaarinen sidos): atomin rakenne on selvästi fysiikkaa rautasulfidin tuottaminen raudasta ja rikistä, joiden ominaisuudet eroavat sekä Fe:stä että S:stä kemia, mutta kuinka kahdesta eri atomista saadaan homogeeninen yhdiste - ei toinen eikä toinen. Se on jossain siltä väliltä, mutta perinteisesti sitovaa tiedettä tutkitaan kemian osana.
Elektroniset tasot
Atomissa olevien elektronien lukumäärän ja sijoittelun määrää neljä kvanttilukua: pääluku, kiertorata, magneettiluku ja spin. Joten kaikkien näiden lukujen yhdistelmän mukaan ensimmäisellä kiertoradalla on vain kaksi s-elektronia, toisella kaksi s-elektronia ja kuusi p-elektronia ja niin edelleen. Kun ytimen varaus kasvaa, myös elektronien määrä kasvaa täyttäen yhä enemmän tasoja. Aineen kemialliset ominaisuudet määräytyvät sen mukaan, kuinka monta ja millaisia elektroneja sen atomien kuoressa on. Kovalenttinen sidos, polaarinen ja ei-polaarinen, muodostuu, jos kahden atomin ulkoradalla on yksi vapaa elektroni.
Kovalenttisen sidoksen muodostuminen
Aluksi on huomattava, että on väärin sanoa "kiertorata" ja "sijainti" suhteessa elektroneihin atomien elektronikuoressa. Heisenbergin periaatteen mukaan on mahdotonta määrittää alkuainehiukkasen tarkkaa sijaintia. Tässä tapauksessa olisi oikeampaa puhua elektronipilvistä, ikään kuin se olisi "takeroitu" ytimen ympärille tietyllä etäisyydellä. Joten jos kahdella atomilla (joskus sama, joskus eri kemiallinen alkuaine) jokaisella on yksi vapaa elektroni, ne voivat yhdistää ne yhteiseksi kiertoradalle. Siten molemmat elektronit kuuluvat kahteen atomiin kerralla. Tällä tavalla muodostuu esimerkiksi kovalenttinen ei-polaarinen sidos.
Kovalenttisten sidosten ominaisuudet
Kovalenttisella sidoksella on neljä ominaisuutta: suuntaavuus, kylläisyys, polariteetti ja polarisoituvuus. Niiden laadusta riippuen syntyvän aineen kemialliset ominaisuudet muuttuvat: kylläisyys osoittaa, kuinka monta sidosta tämä atomi pystyy muodostamaan, suuntaus osoittaa sidosten välisen kulman, polarisoituvuus määräytyy tiheyden siirtymällä kohti yhtä sidoksen osallistujaa. Napaisuus liittyy sellaiseen käsitteeseen kuin elektronegatiivisuus, ja se osoittaa, kuinka kovalenttinen ei-polaarinen sidos eroaa polaarisesta. Yleisesti ottaen atomin elektronegatiivisuus on kyky vetää puoleensa (tai hylätä) elektroneja naapureista stabiileissa molekyyleissä. Esimerkiksi elektronegatiivisimmat kemialliset alkuaineet ovat happi, typpi, fluori ja kloori. Jos kahden eri atomin elektronegatiivisuus on sama, syntyy kovalenttinen ei-polaarinen sidos. Useimmiten näin tapahtuu, jos saman kemiallisen aineen kaksi atomia yhdistetään molekyyliksi, esimerkiksi H 2, N 2, Cl 2. Mutta näin ei välttämättä ole: PH 3 -molekyyleissä kovalenttinen sidos on myös ei-polaarinen.
Vesi, kristalli, plasma
Luonnossa on useita sidoksia: vety-, metalli-, kovalenttinen (polaarinen, ei-polaarinen), ioninen. Sidos määräytyy täyttämättömän elektronikuoren rakenteen mukaan ja määrittää sekä aineen rakenteen että ominaisuudet. Kuten nimestä voi päätellä, metallista sidosta löytyy vain tiettyjen kemikaalien kiteistä. Se on metalliatomien välisen yhteyden tyyppi, joka määrittää niiden kyvyn johtaa sähkövirtaa. Itse asiassa nykyaikainen sivilisaatio on rakennettu tälle omaisuudelle. Vesi, ihmisille tärkein aine, on tulosta yhden happiatomin ja kahden vetyatomin välisestä kovalenttisesta sidoksesta. Näiden kahden liitoksen välinen kulma määrittää veden ainutlaatuiset ominaisuudet. Monilla aineilla on veden lisäksi hyödyllisiä ominaisuuksia vain siksi, että niiden atomit on yhdistetty kovalenttisella sidoksella (polaarinen ja ei-polaarinen). Ionisidos esiintyy useimmiten kiteissä. Kaikkein suuntaa antavia ovat laserien hyödylliset ominaisuudet. Nyt niitä on eri muodoissa: käyttönesteellä kaasun, nesteen, jopa orgaanisen väriaineen muodossa. Mutta solid-state laserilla on silti optimaalinen tehon, koon ja kustannusten suhde. Kuitenkin kovalenttinen ei-polaarinen kemiallinen sidos, kuten muun tyyppinen atomien vuorovaikutus molekyyleissä, on luontainen aineille kolmessa aggregaatiotilassa: kiinteä, nestemäinen, kaasumainen. Aineen neljännen aggregaatin, plasman, kohdalla ei ole mitään järkeä puhua yhteydestä. Itse asiassa se on erittäin ionisoitunut lämmitetty kaasu. Kuitenkin aineiden molekyylit, jotka ovat normaaleissa olosuhteissa kiinteitä - metallit, halogeenit jne. - voivat olla plasmatilassa. On huomionarvoista, että tämä aineen aggregaattitila vie suurimman osan universumista: tähdet, sumut, jopa tähtienvälinen avaruus ovat sekoitus erilaisia plasmatyyppejä. Pienimmät hiukkaset, jotka voivat tunkeutua viestintäsatelliittien aurinkopaneeleihin ja estää GPS-järjestelmän, ovat pölyistä matalan lämpötilan plasmaa. Näin ollen ihmisille tuttu maailma, jossa on tärkeää tietää aineiden kemiallinen sidostyyppi, edustaa hyvin pientä osaa ympäröivästä maailmankaikkeudesta.
