კოვალენტური ბმა არის ქიმიური ბმის ყველაზე გავრცელებული ტიპი, რომელიც წარმოიქმნება იმავე ან მსგავსი ელექტრონეგატიურობის მნიშვნელობებთან ურთიერთობისას.

კოვალენტური ბმა არის ბმა ატომებს შორის საერთო ელექტრონული წყვილების გამოყენებით.

ელექტრონის აღმოჩენის შემდეგ მრავალი მცდელობა გაკეთდა ქიმიური კავშირის ელექტრონული თეორიის შემუშავებისთვის. ყველაზე წარმატებული იყო ლუისის ნამუშევრები (1916), რომელმაც შესთავაზა განხილულიყო ბმის წარმოქმნა, როგორც ორი ატომისთვის საერთო ელექტრონული წყვილების გამოჩენის შედეგი. ამისათვის თითოეული ატომი უზრუნველყოფს ელექტრონების ერთსა და იმავე რაოდენობას და ცდილობს გარშემორტყმულიყო ელექტრონების ოქტეტით ან დულეტით, რაც დამახასიათებელია ინერტული აირების გარე ელექტრონული კონფიგურაციისთვის. გრაფიკულად, ლუისის მეთოდის მიხედვით დაუწყვილებელი ელექტრონების გამო კოვალენტური ბმების წარმოქმნა გამოსახულია ატომის გარე ელექტრონების მითითებით წერტილების გამოყენებით.

კოვალენტური ბმის ფორმირება ლუისის თეორიის მიხედვით

კოვალენტური ბმის წარმოქმნის მექანიზმი

კოვალენტური ბმის მთავარი ნიშანი არის საერთო ელექტრონული წყვილის არსებობა, რომელიც ეკუთვნის ორივე ქიმიურად დაკავშირებულ ატომს, რადგან ორი ელექტრონის არსებობა ორი ბირთვის მოქმედების ველში ენერგიულად უფრო ხელსაყრელია, ვიდრე თითოეული ელექტრონის არსებობა ველში. საკუთარი ბირთვი. ობლიგაციების საერთო ელექტრონული წყვილის გაჩენა შეიძლება მოხდეს სხვადასხვა მექანიზმით, უფრო ხშირად გაცვლის, ზოგჯერ კი დონორ-მიმღების მეშვეობით.

კოვალენტური ბმის წარმოქმნის გაცვლის მექანიზმის პრინციპის მიხედვით, თითოეული ურთიერთქმედება ატომები აწვდის იმავე რაოდენობის ელექტრონებს ანტიპარალელური სპინებით ბმის წარმოქმნას. Მაგალითად:

კოვალენტური ბმის წარმოქმნის ზოგადი სქემა: ა) გაცვლის მექანიზმით; ბ) დონორ-აქცეპტორული მექანიზმის მიხედვით

დონორ-მიმღები მექანიზმის მიხედვით, სხვადასხვა ნაწილაკების ურთიერთქმედებისას წარმოიქმნება ორელექტრონული ბმა. ერთ-ერთი მათგანი დონორია მაგრამ:აქვს ელექტრონების გაუზიარებელი წყვილი (ანუ ერთი, რომელიც ეკუთვნის მხოლოდ ერთ ატომს), ხოლო მეორე არის მიმღები. ATაქვს ცარიელი ორბიტალი.

ნაწილაკს, რომელიც უზრუნველყოფს ორ ელექტრონულ კავშირს (ელექტრონების გაუზიარებელი წყვილი) ეწოდება დონორი, ხოლო თავისუფალი ორბიტალის მქონე ნაწილაკს, რომელიც იღებს ამ ელექტრონულ წყვილს, ეწოდება აქცეპტორი.

ერთი ატომის ორელექტრონული ღრუბლის და მეორის ცარიელი ორბიტალის გამო კოვალენტური ბმის წარმოქმნის მექანიზმს დონორ-მიმღები მექანიზმი ეწოდება.

დონორ-მიმღების კავშირს სხვაგვარად უწოდებენ ნახევრადპოლარულ, რადგან ნაწილობრივ ეფექტური დადებითი მუხტი δ+ წარმოიქმნება დონორ ატომზე (იმის გამო, რომ მისი განუყოფელი წყვილი ელექტრონები გადახრილია მისგან), ხოლო მიმღებ ატომზე ნაწილობრივი ეფექტური უარყოფითი მუხტი δ. - (იმის გამო, რომ ხდება დონორის განუყოფელი ელექტრონული წყვილის მიმართულების ცვლა).

მარტივი ელექტრონული წყვილის დონორის მაგალითია H იონი. — , რომელსაც აქვს გაუზიარებელი ელექტრონული წყვილი. უარყოფითი ჰიდრიდის იონის დამატების შედეგად მოლეკულაში, რომლის ცენტრალურ ატომს აქვს თავისუფალი ორბიტალი (სქემაზე მითითებულია როგორც ცარიელი კვანტური უჯრედი), მაგალითად, ВН 3, წარმოიქმნება რთული რთული იონი ВН 4. — უარყოფითი მუხტით (N — + VN 3 ⟶⟶ [VN 4] -):

ელექტრონული წყვილის მიმღები არის წყალბადის იონი, ან უბრალოდ პროტონი H +. მისი დამატება მოლეკულაში, რომლის ცენტრალურ ატომს აქვს გაუზიარებელი ელექტრონული წყვილი, მაგალითად, NH 3, ასევე იწვევს რთული იონის NH 4 + წარმოქმნას, მაგრამ დადებითი მუხტით:

ვალენტური კავშირის მეთოდი

Პირველი კოვალენტური ბმის კვანტური მექანიკური თეორიაშექმნეს ჰაიტლერმა და ლონდონმა (1927 წელს) წყალბადის მოლეკულის აღსაწერად და შემდეგ გამოიყენეს პაულინგმა პოლიატომურ მოლეკულებზე. ამ თეორიას ე.წ ვალენტური კავშირის მეთოდი, რომლის ძირითადი პუნქტები შეიძლება შეჯამდეს შემდეგნაირად:

• ატომების ყოველი წყვილი მოლეკულაში იმართება ერთი ან მეტი საერთო ელექტრონული წყვილით, ურთიერთქმედების ატომების ელექტრონული ორბიტალებით;
• ბმის სიძლიერე დამოკიდებულია ელექტრონის ორბიტალების გადახურვის ხარისხზე;
• კოვალენტური ბმის წარმოქმნის პირობაა ელექტრონის სპინების ანტიმიმართულება; ამის გამო, ბირთვთაშორის სივრცეში წარმოიქმნება გენერალიზებული ელექტრონული ორბიტალი ელექტრონის ყველაზე მაღალი სიმკვრივით, რაც უზრუნველყოფს დადებითად დამუხტული ბირთვების ერთმანეთთან მიზიდვას და თან ახლავს სისტემის მთლიანი ენერგიის შემცირება.

ატომური ორბიტალების ჰიბრიდიზაცია

იმისდა მიუხედავად, რომ s-, p- ან d-ორბიტალების ელექტრონები, რომლებსაც აქვთ სხვადასხვა ფორმა და განსხვავებული ორიენტაცია სივრცეში, მონაწილეობენ კოვალენტური ბმების ფორმირებაში, ბევრ ნაერთში ეს ბმები ექვივალენტურია. ამ ფენომენის ასახსნელად შემოიღეს ცნება „ჰიბრიდიზაცია“.

ჰიბრიდიზაცია არის ორბიტალების ფორმისა და ენერგიის შერევისა და გასწორების პროცესი, რომლის დროსაც ხდება მსგავსი ენერგიის მქონე ორბიტალების ელექტრონების სიმკვრივის გადანაწილება, რის შედეგადაც ისინი ხდება ეკვივალენტური.

ჰიბრიდიზაციის თეორიის ძირითადი დებულებები:

1. ჰიბრიდიზაციის დროს თავდაპირველი ფორმა და ორბიტალები ერთმანეთს იცვლება, ხოლო ახალი, ჰიბრიდირებული ორბიტალები წარმოიქმნება, მაგრამ იგივე ენერგიით და იგივე ფორმით, რომელიც წააგავს არარეგულარულ ფიგურას რვას.
2. ჰიბრიდირებული ორბიტალების რაოდენობა უდრის ჰიბრიდიზაციაში ჩართული გამომავალი ორბიტალების რაოდენობას.
3. მსგავსი ენერგიების მქონე ორბიტალებს (გარე ენერგიის დონის s- და p-ორბიტალები და გარე ან წინასწარი დონის d-ორბიტალები) შეუძლიათ მონაწილეობა მიიღონ ჰიბრიდიზაციაში.
4. ჰიბრიდირებული ორბიტალები უფრო წაგრძელებულია ქიმიური ბმების ფორმირების მიმართულებით და, შესაბამისად, უზრუნველყოფს უკეთეს გადახურვას მეზობელი ატომის ორბიტალებთან, რის შედეგადაც ის ძლიერდება, ვიდრე ელექტრონების გამო წარმოქმნილი ცალკეული არაჰიბრიდული ორბიტალები.
5. უფრო ძლიერი ობლიგაციების წარმოქმნისა და მოლეკულაში ელექტრონის სიმკვრივის უფრო სიმეტრიული განაწილების გამო, მიიღება ენერგიის მომატება, რომელიც ანაზღაურებს ჰიბრიდიზაციის პროცესისთვის საჭირო ენერგიის მოხმარებას.
6. ჰიბრიდირებული ორბიტალები სივრცეში ისე უნდა იყოს ორიენტირებული, რომ უზრუნველყოფილი იყოს ერთმანეთისგან მაქსიმალური ურთიერთგამოყოფა; ამ შემთხვევაში, მოგერიების ენერგია ყველაზე მცირეა.
7. ჰიბრიდიზაციის ტიპი განისაზღვრება გასასვლელი ორბიტალების ტიპისა და რაოდენობის მიხედვით და ცვლის კავშირის კუთხის ზომას, ასევე მოლეკულების სივრცულ კონფიგურაციას.

ჰიბრიდირებული ორბიტალებისა და ვალენტური კუთხეების ფორმა (ორბიტალების სიმეტრიის ღერძებს შორის გეომეტრიული კუთხეები) ჰიბრიდიზაციის სახეობიდან გამომდინარე: ა) სპ-ჰიბრიდიზაცია; ბ) sp 2 ჰიბრიდიზაცია; გ) sp 3 ჰიბრიდიზაცია

მოლეკულების (ან მოლეკულების ცალკეული ფრაგმენტების) ფორმირებისას ყველაზე ხშირად ხდება შემდეგი სახის ჰიბრიდიზაცია:

sp ჰიბრიდიზაციის ზოგადი სქემა

ბმები, რომლებიც წარმოიქმნება sp-ჰიბრიდირებული ორბიტალების ელექტრონების მონაწილეობით, ასევე მოთავსებულია 180 0 კუთხით, რაც იწვევს მოლეკულის ხაზოვან ფორმას. ამ ტიპის ჰიბრიდიზაცია შეინიშნება მეორე ჯგუფის ელემენტების ჰალოიდებში (Be, Zn, Cd, Hg), რომელთა ატომებს ვალენტურ მდგომარეობაში აქვთ დაუწყვილებელი s- და p-ელექტრონები. წრფივი ფორმა დამახასიათებელია სხვა ელემენტების მოლეკულებისთვისაც (0=C=0,HC≡CH), რომლებშიც ბმები წარმოიქმნება sp-ჰიბრიდირებული ატომებით.

ატომური ორბიტალების sp 2 ჰიბრიდიზაციის სქემა და მოლეკულის ბრტყელი სამკუთხა ფორმა, რაც განპირობებულია ატომური ორბიტალების sp 2 ჰიბრიდიზაციის გამო.

ამ ტიპის ჰიბრიდიზაცია ყველაზე დამახასიათებელია მესამე ჯგუფის p-ელემენტების მოლეკულებისთვის, რომელთა ატომებს აღგზნებულ მდგომარეობაში აქვთ გარეგანი ელექტრონული სტრუქტურა ns 1 np 2, სადაც n არის იმ პერიოდის რიცხვი, რომელშიც ელემენტი მდებარეობს. ასე რომ, ВF 3 , BCl 3 , AlF 3 და სხვა მოლეკულებში ბმები წარმოიქმნება ცენტრალური ატომის sp 2 -ჰიბრიდირებული ორბიტალების გამო.

ატომური ორბიტალების sp 3 ჰიბრიდიზაციის სქემა

ცენტრალური ატომის ჰიბრიდირებული ორბიტალების მოთავსება 109 0 28` კუთხით იწვევს მოლეკულების ტეტრაედრულ ფორმას. ეს ძალიან დამახასიათებელია ოთხვალენტიანი ნახშირბადის CH 4 , CCl 4 , C 2 H 6 და სხვა ალკანების გაჯერებული ნაერთებისთვის. ცენტრალური ატომის ვალენტური ორბიტალების sp 3 ჰიბრიდიზაციის გამო სხვა ელემენტების ტეტრაედრული სტრუქტურის ნაერთების მაგალითებია იონები: BH 4 - , BF 4 - , PO 4 3- , SO 4 2- , FeCl 4 - .

sp 3d ჰიბრიდიზაციის ზოგადი სქემა

ამ ტიპის ჰიბრიდიზაცია ყველაზე ხშირად გვხვდება არამეტალის ჰალოგენებში. ამის მაგალითია ფოსფორის ქლორიდის PCl 5 სტრუქტურა, რომლის ფორმირებისას ფოსფორის ატომი (P … 3s 2 3p 3) ჯერ გადადის აღგზნებულ მდგომარეობაში (P … 3s 1 3p 3 3d 1), შემდეგ კი განიცდის s 1 p. 3 d-ჰიბრიდიზაცია - ხუთი ერთელექტრონული ორბიტალი ხდება ეკვივალენტური და წაგრძელებული ბოლოებით ორიენტირებულია ფსიქიკური ტრიგონალური ბიპირამიდის კუთხეებისკენ. ეს განსაზღვრავს PCl 5 მოლეკულის ფორმას, რომელიც იქმნება, როდესაც ხუთი s 1 p 3 d-ჰიბრიდირებული ორბიტალი გადაფარავს ქლორის ხუთი ატომის 3p ორბიტალს.

1. sp - ჰიბრიდიზაცია. როდესაც ერთი s-i გაერთიანებულია ერთ p-ორბიტალთან, წარმოიქმნება ორი sp-ჰიბრიდირებული ორბიტალი, რომლებიც განლაგებულია სიმეტრიულად 180 0 კუთხით.
2. sp 2 - ჰიბრიდიზაცია. ერთი s- და ორი p-ორბიტალის ერთობლიობა იწვევს sp 2 -ჰიბრიდირებული ბმების წარმოქმნას, რომელიც მდებარეობს 120 0 კუთხით, ამიტომ მოლეკულა იღებს რეგულარული სამკუთხედის ფორმას.
3. sp 3 - ჰიბრიდიზაცია. ოთხი ორბიტალის ერთობლიობა - ერთი s- და სამი p იწვევს sp 3 - ჰიბრიდიზაციას, რომელშიც ოთხი ჰიბრიდირებული ორბიტალი სიმეტრიულად არის ორიენტირებული სივრცეში ტეტრაედრის ოთხ წვეროზე, ანუ კუთხით 109 0 28 `.
4. sp 3 d - ჰიბრიდიზაცია. ერთი s-, სამი p- და ერთი d-ორბიტალის კომბინაცია იძლევა sp 3 d-ჰიბრიდიზაციას, რომელიც განსაზღვრავს ხუთი sp 3 d-ჰიბრიდირებული ორბიტალის სივრცით ორიენტაციას ტრიგონალური ბიპირამიდის წვეროებზე.
5. სხვა სახის ჰიბრიდიზაცია. sp 3 d 2 ჰიბრიდიზაციის შემთხვევაში ექვსი sp 3 d 2 ჰიბრიდირებული ორბიტალი მიმართულია ოქტაედრის წვეროებისკენ. შვიდი ორბიტალის ორიენტაცია ხუთკუთხა ბიპირამიდის წვეროებზე შეესაბამება მოლეკულის ან კომპლექსის ცენტრალური ატომის ვალენტური ორბიტალების sp 3 d 3 ჰიბრიდიზაციას (ან ზოგჯერ sp 3 d 2 f).

ატომური ორბიტალების ჰიბრიდიზაციის მეთოდი ხსნის დიდი რაოდენობით მოლეკულების გეომეტრიულ სტრუქტურას, თუმცა, ექსპერიმენტული მონაცემებით, უფრო ხშირად შეინიშნება მოლეკულები ოდნავ განსხვავებული ბმის კუთხით. მაგალითად, CH 4, NH 3 და H 2 O მოლეკულებში ცენტრალური ატომები sp 3 ჰიბრიდულ მდგომარეობაშია, ამიტომ მოსალოდნელია, რომ მათში ბმის კუთხეები ტოლია ტეტრაედრულის (~ 109,5 0). ექსპერიმენტულად დადგინდა, რომ კავშირის კუთხე CH 4 მოლეკულაში რეალურად არის 109,5 0 . თუმცა, NH 3 და H 2 O მოლეკულებში ბმის კუთხის მნიშვნელობა გადახრის ოთხკუთხედიდან: NH 3 მოლეკულაში არის 107,3 ​​0 და H 2 O მოლეკულაში 104,5 0. ასეთი გადახრები აიხსნება არსებობით. განუყოფელი ელექტრონული წყვილი აზოტისა და ჟანგბადის ატომებზე. ორელექტრონიანი ორბიტალი, რომელიც შეიცავს ელექტრონების გაუზიარებელ წყვილს, გაზრდილი სიმკვრივის გამო, მოგერიებს ერთელექტრონიან ვალენტურ ორბიტალებს, რაც იწვევს კავშირის კუთხის შემცირებას. NH 3 მოლეკულის აზოტის ატომში, ოთხი sp 3 ჰიბრიდირებული ორბიტალიდან, სამი ერთელექტრონული ორბიტალი აყალიბებს კავშირს სამი H ატომით, ხოლო მეოთხე ორბიტალი შეიცავს ელექტრონების გაუზიარებელ წყვილს.

შეუზღუდავი ელექტრონული წყვილი, რომელიც იკავებს ერთ-ერთ sp 3 ჰიბრიდულ ორბიტალს, რომელიც მიმართულია ტეტრაედრის წვეროებზე, იგერიებს ერთელექტრონულ ორბიტალებს, იწვევს აზოტის ატომის გარშემო ელექტრონის სიმკვრივის ასიმეტრიულ განაწილებას და, შედეგად, შეკუმშავს ბმის კუთხეს. 107.3 0 . N ატომის გაუზიარებელი ელექტრონული წყვილის მოქმედების შედეგად ბმის კუთხის შემცირების მსგავსი სურათი 109,5 0-დან 107 0-მდე შეინიშნება NCl 3 მოლეკულაშიც.

ბმის კუთხის გადახრა ტეტრაედლიდან (109,5 0) მოლეკულაში: ა) NH3; ბ) NCl3

H 2 O მოლეკულაში ჟანგბადის ატომში ოთხ sp 3 ჰიბრიდულ ორბიტალს აქვს ორი ერთელექტრონიანი და ორი ორელექტრონული ორბიტალი. ერთელექტრონული ჰიბრიდირებული ორბიტალი მონაწილეობს ორი ბმის წარმოქმნაში H ორი ატომით, ხოლო ორი ორელექტრონული წყვილი რჩება განუყოფელი, ანუ მიეკუთვნება მხოლოდ H ატომს. ეს ზრდის O ატომის გარშემო ელექტრონების სიმკვრივის განაწილების ასიმეტრიას და ამცირებს ბონდის კუთხეს ოთხკუთხედთან შედარებით 104,5 0-მდე.

შესაბამისად, ცენტრალური ატომის შეუზღუდავი ელექტრონული წყვილების რაოდენობა და მათი განლაგება ჰიბრიდულ ორბიტალებში გავლენას ახდენს მოლეკულების გეომეტრიულ კონფიგურაციაზე.

კოვალენტური ბმის მახასიათებლები

კოვალენტურ კავშირს აქვს სპეციფიკური თვისებების ნაკრები, რომელიც განსაზღვრავს მის სპეციფიკურ მახასიათებლებს ან მახასიათებლებს. ეს, გარდა იმ მახასიათებლებისა, რომლებიც უკვე განიხილება "ბმის ენერგია" და "ბმის სიგრძე", მოიცავს: ბმის კუთხე, გაჯერება, მიმართულება, პოლარობა და ა.შ.

1. ვალენტობის კუთხე- ეს არის კუთხე მიმდებარე კავშირის ღერძებს შორის (ანუ პირობითი ხაზები, რომლებიც გაყვანილია მოლეკულაში ქიმიურად დაკავშირებული ატომების ბირთვებში). კავშირის კუთხის მნიშვნელობა დამოკიდებულია ორბიტალების ბუნებაზე, ცენტრალური ატომის ჰიბრიდიზაციის ტიპზე, გაუზიარებელი ელექტრონული წყვილების გავლენას, რომლებიც არ მონაწილეობენ ბმების ფორმირებაში.

2. გაჯერება. ატომებს აქვთ კოვალენტური ბმების ფორმირების უნარი, რომელიც შეიძლება წარმოიქმნას, პირველ რიგში, გაცვლის მექანიზმით, აუგზნებელი ატომის დაუწყვილებელი ელექტრონების გამო და იმ დაუწყვილებელი ელექტრონების გამო, რომლებიც წარმოიქმნება მისი აგზნების შედეგად, და მეორეც, დონორის მიერ. - მიმღების მექანიზმი. თუმცა, ატომის ობლიგაციების საერთო რაოდენობა შეზღუდულია.

გაჯერება არის ელემენტის ატომის უნარი შექმნას გარკვეული, შეზღუდული რაოდენობის კოვალენტური ბმები სხვა ატომებთან.

ასე რომ, მეორე პერიოდი, რომელსაც აქვს ოთხი ორბიტალი გარე ენერგეტიკულ დონეზე (ერთი s- და სამი p-), ქმნის ბმებს, რომელთა რიცხვი არ აღემატება ოთხს. სხვა პერიოდების ელემენტების ატომებს, რომლებსაც აქვთ დიდი რაოდენობით ორბიტალები გარე დონეზე, შეუძლიათ შექმნან მეტი ბმა.

3. ორიენტაცია. მეთოდის მიხედვით, ატომებს შორის ქიმიური ბმა განპირობებულია ორბიტალების გადაფარვით, რომლებსაც, s-ორბიტალების გარდა, აქვთ გარკვეული ორიენტაცია სივრცეში, რაც იწვევს კოვალენტური ბმის მიმართულებას.

კოვალენტური ბმის ორიენტაცია არის ატომებს შორის ელექტრონის სიმკვრივის ისეთი განლაგება, რომელიც განისაზღვრება ვალენტური ორბიტალების სივრცითი ორიენტირებით და უზრუნველყოფს მათ მაქსიმალურ გადახურვას.

ვინაიდან ელექტრონულ ორბიტალებს აქვთ სხვადასხვა ფორმა და განსხვავებული ორიენტაცია სივრცეში, მათი ურთიერთგადახურვა შეიძლება განხორციელდეს სხვადასხვა გზით. ამის მიხედვით გამოიყოფა σ-, π- და δ- ბმები.

სიგმა ბმა (σ ბმა) არის ელექტრონული ორბიტალების გადახურვა, რომელშიც ელექტრონის მაქსიმალური სიმკვრივე კონცენტრირებულია წარმოსახვითი ხაზის გასწვრივ, რომელიც აკავშირებს ორ ბირთვს.

სიგმა ბმა შეიძლება ჩამოყალიბდეს ორი s ელექტრონით, ერთი s და ერთი p ელექტრონით, ორი p ელექტრონით ან ორი d ელექტრონით. ასეთ σ-ბმას ახასიათებს გადაფარვითი ელექტრონული ორბიტალების ერთი რეგიონის არსებობა, ის ყოველთვის ერთია, ანუ იქმნება მხოლოდ ერთი ელექტრონული წყვილი.

"სუფთა" ორბიტალებისა და ჰიბრიდირებული ორბიტალების სივრცითი ორიენტაციის მრავალფეროვანი ფორმები ყოველთვის არ იძლევა ორბიტალების გადაფარვის შესაძლებლობას ბმის ღერძზე. ვალენტური ორბიტალების გადახურვა შეიძლება მოხდეს ბმის ღერძის ორივე მხარეს - ეგრეთ წოდებული "გვერდითი" გადახურვა, რომელიც ყველაზე ხშირად ხდება π ბმების წარმოქმნის დროს.

Pi-ბმა (π-ბმა) არის ელექტრონული ორბიტალების გადახურვა, რომელშიც ელექტრონის მაქსიმალური სიმკვრივე კონცენტრირებულია ატომების ბირთვების დამაკავშირებელი ხაზის ორივე მხარეს (ანუ ბმის ღერძიდან).

Pi ბმა შეიძლება წარმოიქმნას ორი პარალელური p ორბიტალის, ორი d ორბიტალის ან ორბიტალების სხვა კომბინაციების ურთიერთქმედებით, რომელთა ღერძი არ ემთხვევა ბმის ღერძს.

პირობით A და B ატომებს შორის π-ბმების წარმოქმნის სქემები ელექტრონული ორბიტალების ლატერალურ გადახურვაში

4. სიმრავლე.ეს მახასიათებელი განისაზღვრება საერთო ელექტრონული წყვილების რაოდენობით, რომლებიც აკავშირებენ ატომებს. კოვალენტური ბმა სიმრავლეში შეიძლება იყოს ერთჯერადი (მარტივი), ორმაგი და სამმაგი. ორ ატომს შორის კავშირს ერთი საერთო ელექტრონული წყვილის გამოყენებით ეწოდება ერთი ბმა (მარტივი), ორ ელექტრონულ წყვილს - ორმაგი ბმა, სამი ელექტრონული წყვილი - სამმაგი ბმა. ასე რომ, წყალბადის მოლეკულაში H 2, ატომები დაკავშირებულია ერთი ბმით (H-H), ჟანგბადის მოლეკულაში O 2 - ორმაგი (B \u003d O), აზოტის მოლეკულაში N 2 - სამმაგი (N≡N). განსაკუთრებული მნიშვნელობა აქვს ობლიგაციების სიმრავლეს ორგანულ ნაერთებში - ნახშირწყალბადებში და მათ წარმოებულებში: ეთანში C 2 H 6 ერთჯერადი ბმა (C-C) ხდება C ატომებს შორის, ეთილენში C 2 H 4 - ორმაგი (C \u003d C) აცეტილენში. C 2 H 2 - სამმაგი (C ≡ C) (C≡C).

კავშირის სიმრავლე გავლენას ახდენს ენერგიაზე: სიმრავლის მატებასთან ერთად იზრდება მისი სიძლიერე. სიმრავლის ზრდა იწვევს ბირთვთაშორისი მანძილის შემცირებას (ბმის სიგრძე) და შებოჭვის ენერგიის ზრდას.

ნახშირბადის ატომებს შორის ბმების სიმრავლე: ა) ერთჯერადი σ-ბმა ეთანში H3C-CH3; ბ) ორმაგი σ + π-ბმა ეთილენში H2C = CH2; გ) სამმაგი σ+π+π-ბმა აცეტილენში HC≡CH

5. პოლარობა და პოლარიზება. კოვალენტური ბმის ელექტრონის სიმკვრივე შეიძლება განსხვავებულად განთავსდეს ბირთვულ სივრცეში.

პოლარობა არის კოვალენტური ბმის თვისება, რომელიც განისაზღვრება ბირთვთაშორის სივრცეში ელექტრონის სიმკვრივის მდებარეობით დაკავშირებულ ატომებთან მიმართებაში.

ბირთვთაშორის სივრცეში ელექტრონის სიმკვრივის მდებარეობიდან გამომდინარე, განასხვავებენ პოლარული და არაპოლარული კოვალენტური ბმები. არაპოლარული ბმა არის ისეთი ბმა, რომელშიც საერთო ელექტრონული ღრუბელი სიმეტრიულად მდებარეობს დაკავშირებული ატომების ბირთვებთან და თანაბრად ეკუთვნის ორივე ატომს.

ამ ტიპის ბმის მქონე მოლეკულებს უწოდებენ არაპოლარულ ან ჰომობირთვულ (ანუ მათ, რომლებიც შეიცავს ერთი ელემენტის ატომებს). არაპოლარული ბმა, როგორც წესი, ჩნდება ჰომობირთვულ მოლეკულებში (H 2, Cl 2, N 2 და ა.შ.) ან უფრო იშვიათად, ნაერთებში, რომლებიც წარმოიქმნება ელემენტების ატომებით ახლო ელექტრონეგატიურობის მნიშვნელობებით, მაგალითად, კარბორუნდი SiC. პოლარული (ან ჰეტეროპოლარული) ბმა არის ბმა, რომელშიც ელექტრონული ღრუბელი ასიმეტრიულია და გადადის ერთ-ერთ ატომზე.

პოლარული ბმის მქონე მოლეკულებს პოლარული ან ჰეტერონუკლეარული ეწოდება. პოლარული ბმის მქონე მოლეკულებში განზოგადებული ელექტრონული წყვილი გადადის უფრო მაღალი ელექტრონეგატიურობის მქონე ატომისკენ. შედეგად, ამ ატომზე ჩნდება გარკვეული ნაწილობრივი უარყოფითი მუხტი (δ-), რომელსაც ეწოდება ეფექტური, ხოლო ქვედა ელექტრონეგატიურობის ატომს აქვს იგივე სიდიდის ნაწილობრივი დადებითი მუხტი, მაგრამ საპირისპირო ნიშნით (δ+). მაგალითად, ექსპერიმენტულად დადგინდა, რომ წყალბადის ატომზე ეფექტური მუხტი წყალბადის ქლორიდის მოლეკულაში HCl არის δH=+0,17, ხოლო ქლორის ატომზე δCl=-0,17 აბსოლუტური ელექტრონის მუხტი.

იმის დასადგენად, თუ რომელი მიმართულებით გადაინაცვლებს პოლარული კოვალენტური ბმის ელექტრონის სიმკვრივე, აუცილებელია ორივე ატომის ელექტრონების შედარება. ელექტრონეგატიურობის გაზრდის მიზნით, ყველაზე გავრცელებული ქიმიური ელემენტები მოთავსებულია შემდეგი თანმიმდევრობით:

პოლარული მოლეკულები ე.წ დიპოლები - სისტემები, რომლებშიც ბირთვების დადებითი მუხტების სიმძიმის ცენტრები და ელექტრონების უარყოფითი მუხტები ერთმანეთს არ ემთხვევა.

დიპოლი არის სისტემა, რომელიც წარმოადგენს ორ წერტილიანი ელექტრული მუხტების ერთობლიობას, სიდიდით თანაბარი და საპირისპირო ნიშნით, რომლებიც მდებარეობს ერთმანეთისგან გარკვეულ მანძილზე.

მიზიდულობის ცენტრებს შორის მანძილს დიპოლის სიგრძე ეწოდება და აღინიშნება ასო l-ით. მოლეკულის (ან ბმის) პოლარობას რაოდენობრივად ახასიათებს μ დიპოლური მომენტი, რომელიც დიატომური მოლეკულის შემთხვევაში უდრის დიპოლის სიგრძისა და ელექტრონის მუხტის სიდიდის ნამრავლს: μ=el.

SI ერთეულებში დიპოლური მომენტი იზომება [C × m]-ში (კულონის მეტრი), მაგრამ უფრო ხშირად ისინი იყენებენ სისტემის გარეთ ერთეულს [D] (debye): 1D = 3.33 10 -30 C × m. კოვალენტური მოლეკულების დიპოლური მომენტები იცვლება 0-4 D ფარგლებში, ხოლო იონური - 4-11D. რაც უფრო დიდია დიპოლის სიგრძე, მით უფრო პოლარულია მოლეკულა.

ერთობლივი ელექტრონული ღრუბელი მოლეკულაში შეიძლება გადაადგილდეს გარე ელექტრული ველით, მათ შორის სხვა მოლეკულის ან იონის ველით.

პოლარიზება არის ბმის პოლარობის ცვლილება გარე ელექტრული ველის მოქმედების ქვეშ მყოფი ელექტრონების გადაადგილების შედეგად, მათ შორის სხვა ნაწილაკების ძალის ველის ჩათვლით.

მოლეკულის პოლარიზებადობა დამოკიდებულია ელექტრონების მობილურობაზე, რაც უფრო ძლიერია, მით მეტია მანძილი ბირთვებიდან. გარდა ამისა, პოლარიზება დამოკიდებულია ელექტრული ველის მიმართულებაზე და ელექტრონული ღრუბლების დეფორმაციის უნარზე. გარე ველის მოქმედებით არაპოლარული მოლეკულები პოლარული ხდება, ხოლო პოლარული მოლეკულები კიდევ უფრო პოლარული, ანუ მოლეკულებში წარმოიქმნება დიპოლი, რომელსაც შემცირებულ ან ინდუცირებულ დიპოლს უწოდებენ.

არაპოლარული მოლეკულისგან ინდუცირებული (შემცირებული) დიპოლის წარმოქმნის სქემა პოლარული ნაწილაკის ძალის ველის - დიპოლური მოქმედებით.

მუდმივისგან განსხვავებით, ინდუცირებული დიპოლები წარმოიქმნება მხოლოდ გარე ელექტრული ველის მოქმედებით. პოლარიზაციამ შეიძლება გამოიწვიოს არა მხოლოდ ბმის პოლარიზება, არამედ მისი რღვევა, რომლის დროსაც ხდება შემაკავშირებელი ელექტრონული წყვილის გადასვლა ერთ-ერთ ატომზე და წარმოიქმნება უარყოფითად და დადებითად დამუხტული იონები.

კოვალენტური ბმების პოლარობა და პოლარიზება განსაზღვრავს მოლეკულების რეაქტიულობას პოლარულ რეაგენტებთან მიმართებაში.

კოვალენტური ბმის მქონე ნაერთების თვისებები

კოვალენტური ბმების მქონე ნივთიერებები იყოფა ორ უთანასწორო ჯგუფად: მოლეკულურ და ატომურ (ან არამოლეკულურ), რომლებიც ბევრად უფრო მცირეა, ვიდრე მოლეკულური.

მოლეკულური ნაერთები ნორმალურ პირობებში შეიძლება იყოს აგრეგაციის სხვადასხვა მდგომარეობაში: აირების სახით (CO 2, NH 3, CH 4, Cl 2, O 2, NH 3), აქროლადი სითხეები (Br 2, H 2 O, C 2 H 5 OH ) ან მყარი კრისტალური ნივთიერებები, რომელთა უმეტესობას, თუნდაც ძალიან მცირე გაცხელებით, შეუძლია სწრაფად დნება და სუბლიმაცია (S 8, P 4, I 2, შაქარი C 12 H 22 O 11, „მშრალი ყინული“ CO. 2).

მოლეკულური ნივთიერებების დაბალი დნობის, სუბლიმაციის და დუღილის წერტილები აიხსნება კრისტალებში მოლეკულური ურთიერთქმედების ძალზე სუსტი ძალებით. ამიტომ მოლეკულურ კრისტალებს არ ახასიათებთ მაღალი სიმტკიცე, სიმტკიცე და ელექტრული გამტარობა (ყინული ან შაქარი). უფრო მეტიც, პოლარული მოლეკულების მქონე ნივთიერებებს უფრო მაღალი დნობის და დუღილის წერტილები აქვთ, ვიდრე არაპოლარული მოლეკულების მქონე ნივთიერებებს. ზოგიერთი მათგანი ხსნადია ან სხვა პოლარულ გამხსნელებში. და არაპოლარული მოლეკულების მქონე ნივთიერებები, პირიქით, უკეთესად იხსნება არაპოლარულ გამხსნელებში (ბენზოლი, ნახშირბადის ტეტრაქლორიდი). ასე რომ, იოდი, რომლის მოლეკულები არაპოლარულია, არ იხსნება პოლარულ წყალში, მაგრამ იხსნება არაპოლარული CCl4 და დაბალი პოლარობის ალკოჰოლში.

არამოლეკულური (ატომური) ნივთიერებები კოვალენტური ბმებით (ბრილიანტი, გრაფიტი, სილიციუმი Si, კვარცი SiO 2, კარბორუნდი SiC და სხვა) ქმნიან უკიდურესად ძლიერ კრისტალებს, გარდა გრაფიტისა, რომელსაც აქვს ფენიანი სტრუქტურა. მაგალითად, ალმასის კრისტალური ბადე არის რეგულარული სამგანზომილებიანი ჩარჩო, რომელშიც ყოველი sp 3 ჰიბრიდირებული ნახშირბადის ატომი დაკავშირებულია ოთხ მეზობელ C ატომთან σ ბმებით. სინამდვილეში, მთელი ალმასის კრისტალი ერთი უზარმაზარი და ძალიან ძლიერი მოლეკულაა. სილიკონის კრისტალებს Si, რომელიც ფართოდ გამოიყენება რადიოელექტრონიკასა და ელექტრონულ ინჟინერიაში, აქვთ მსგავსი სტრუქტურა. თუ ალმასის C ატომების ნახევარს შევცვლით Si ატომებით კრისტალის ჩარჩო სტრუქტურის დარღვევის გარეშე, მივიღებთ კარბორუნდუმის კრისტალს - სილიციუმის კარბიდს SiC - ძალიან მძიმე ნივთიერებას, რომელიც გამოიყენება აბრაზიულ მასალად. და თუ O ატომი ჩასმულია ყოველ ორ Si ატომს შორის სილიციუმის კრისტალურ ბადეში, მაშინ წარმოიქმნება კვარცის SiO 2 კრისტალური სტრუქტურა - ასევე ძალიან მყარი ნივთიერება, რომლის მრავალფეროვნება ასევე გამოიყენება როგორც აბრაზიული მასალა.

ალმასის, სილიციუმის, კვარცის და მსგავსი სტრუქტურის კრისტალები ატომური კრისტალებია, ისინი უზარმაზარი "სუპერმოლეკულებია", ამიტომ მათი სტრუქტურული ფორმულები არ შეიძლება იყოს სრულად გამოსახული, მაგრამ მხოლოდ ცალკე ფრაგმენტად, მაგალითად:

ალმასის, სილიკონის, კვარცის კრისტალები

არამოლეკულური (ატომური) კრისტალები, რომლებიც შედგება ქიმიური ბმებით ურთიერთდაკავშირებული ერთი ან ორი ელემენტის ატომისგან, მიეკუთვნება ცეცხლგამძლე ნივთიერებებს. დნობის მაღალი ტემპერატურა გამოწვეულია დიდი რაოდენობით ენერგიის დახარჯვის აუცილებლობით ატომური კრისტალების დნობის დროს ძლიერი ქიმიური ბმების გასატეხად და არა სუსტი ინტერმოლეკულური ურთიერთქმედებით, როგორც მოლეკულური ნივთიერებების შემთხვევაში. ამავე მიზეზით, მრავალი ატომური კრისტალი არ დნება გაცხელებისას, არამედ იშლება ან დაუყოვნებლივ გადადის ორთქლის მდგომარეობაში (სუბლიმაცია), მაგალითად, გრაფიტი ამაღლდება 3700 o C ტემპერატურაზე.

კოვალენტური ბმების მქონე არამოლეკულური ნივთიერებები უხსნადია წყალში და სხვა გამხსნელებში, მათი უმეტესობა არ ატარებს ელექტრო დენს (გარდა გრაფიტისა, რომელსაც აქვს ელექტრული გამტარობა და ნახევარგამტარები - სილიციუმი, გერმანიუმი და ა.შ.).

ორივე შემაერთებელი ატომის კუთვნილი წყვილი ელექტრონის დახმარებით ქიმიური ბმის წარმოქმნის იდეა წამოაყენა 1916 წელს ამერიკელმა ფიზიკოსმა ჯ. ლუისმა.

კოვალენტური კავშირი არსებობს ატომებს შორის როგორც მოლეკულებში, ასევე კრისტალებში. ის გვხვდება როგორც იდენტურ ატომებს შორის (მაგალითად, H 2, Cl 2, O 2 მოლეკულებში, ალმასის კრისტალში), ასევე სხვადასხვა ატომებს შორის (მაგალითად, H 2 O და NH 3 მოლეკულებში, SiC კრისტალებში). ორგანული ნაერთების მოლეკულებში თითქმის ყველა ბმა კოვალენტურია (C-C, C-H, C-N და სხვ.).

კოვალენტური ბმის წარმოქმნის ორი მექანიზმი არსებობს:

1) გაცვლა;

2) დონორ-მიმღები.

გაცვლის მექანიზმი კოვალენტური ბმის ფორმირებისთვისარის ის, რომ თითოეული შემაერთებელი ატომი უზრუნველყოფს ერთი დაუწყვილებელი ელექტრონის მიერ საერთო ელექტრონული წყვილის (ბმის) წარმოქმნას. ურთიერთმოქმედი ატომების ელექტრონებს უნდა ჰქონდეთ საპირისპირო სპინები.

განვიხილოთ, მაგალითად, წყალბადის მოლეკულაში კოვალენტური ბმის წარმოქმნა. როდესაც წყალბადის ატომები ერთმანეთს უახლოვდებიან, მათი ელექტრონული ღრუბლები შეაღწევენ ერთმანეთში, რასაც ელექტრონული ღრუბლების გადახურვა ეწოდება (ნახ. 3.2), ბირთვებს შორის ელექტრონების სიმკვრივე იზრდება. ბირთვები იზიდავს ერთმანეთს. შედეგად, სისტემის ენერგია მცირდება. ატომების ძალიან ძლიერი მიდგომით, ბირთვების მოგერიება იზრდება. ამრიგად, ბირთვებს შორის არის ოპტიმალური მანძილი (ბმა სიგრძე l), რომლებზეც სისტემას აქვს მინიმალური ენერგია. ამ მდგომარეობაში გამოიყოფა ენერგია, რომელსაც უწოდებენ შემაკავშირებელ ენერგიას E St.

ბრინჯი. 3.2. წყალბადის მოლეკულის წარმოქმნის დროს ელექტრონის ღრუბლების გადახურვის სქემა

სქემატურად, ატომებისგან წყალბადის მოლეკულის წარმოქმნა შეიძლება წარმოდგენილი იყოს შემდეგნაირად (წერტილი ნიშნავს ელექტრონს, ზოლი ნიშნავს ელექტრონების წყვილს):

H + H→H: H ან H + H→H - H.

ზოგადად, სხვა ნივთიერებების AB მოლეკულებისთვის:

A + B = A: B.

კოვალენტური ბმის ფორმირების დონორ-აქცეპტორული მექანიზმიმდგომარეობს იმაში, რომ ერთი ნაწილაკი - დონორი - წარმოადგენს ელექტრონულ წყვილს ბმის ფორმირებისთვის, ხოლო მეორე - მიმღები - თავისუფალი ორბიტალი:

A: + B = A: B.

დონორი მიმღები

განვიხილოთ ამიაკის მოლეკულაში და ამონიუმის იონში ქიმიური ბმების წარმოქმნის მექანიზმები.

1. განათლება

აზოტის ატომს აქვს ორი დაწყვილებული და სამი დაუწყვილებელი ელექტრონი მის გარე ენერგეტიკულ დონეზე:

წყალბადის ატომს s - ქვედონეზე აქვს ერთი დაუწყვილებელი ელექტრონი.

ამიაკის მოლეკულაში, აზოტის ატომის დაუწყვილებელი 2p ელექტრონები ქმნიან სამ ელექტრონულ წყვილს 3 წყალბადის ატომის ელექტრონებით:

NH 3 მოლეკულაში 3 კოვალენტური ბმა იქმნება გაცვლის მექანიზმით.

2. რთული იონის წარმოქმნა - ამონიუმის იონი.

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

აზოტის ატომს აქვს ელექტრონების ერთადერთი წყვილი, ანუ ორი ელექტრონი ანტიპარალელური სპინებით იმავე ატომურ ორბიტალში. წყალბადის იონის ატომური ორბიტალი არ შეიცავს ელექტრონებს (ვაკანტური ორბიტალი). როდესაც ამიაკის მოლეკულა და წყალბადის იონი ერთმანეთს უახლოვდებიან, აზოტის ატომის ელექტრონების მარტოხელა წყვილი და წყალბადის იონის ვაკანტური ორბიტალი ურთიერთქმედებენ. ელექტრონების გაუზიარებელი წყვილი ჩვეულებრივი ხდება აზოტისა და წყალბადის ატომებისთვის, წარმოიქმნება ქიმიური ბმა დონორ-მიმღები მექანიზმის მიხედვით. ამიაკის მოლეკულის აზოტის ატომი არის დონორი, ხოლო წყალბადის იონი არის მიმღები:

უნდა აღინიშნოს, რომ NH 4 + იონში ოთხივე ბმა ექვივალენტური და განუსხვავებელია, შესაბამისად, იონში მუხტი დელოკალიზებულია (დისპერსიულია) მთელ კომპლექსზე.

განხილული მაგალითები აჩვენებს, რომ ატომის უნარი შექმნას კოვალენტური ბმები, განისაზღვრება არა მხოლოდ ერთელექტრონული, არამედ 2-ელექტრონული ღრუბლებით ან თავისუფალი ორბიტალების არსებობით.

დონორ-აქცეპტორული მექანიზმის მიხედვით ბმები წარმოიქმნება რთულ ნაერთებში: - ; 2+ ; 2 - და ა.შ.

კოვალენტურ ბმას აქვს შემდეგი თვისებები:

- გაჯერება;

- ორიენტაცია;

- პოლარობა და პოლარიზება.

ნაწილი I

1. ელექტრონეგატიურობა (EO) არისატომების უნარი მიიზიდონ ელექტრონული წყვილი საკუთარ თავში.

3. თუ სხვადასხვა არამეტალის ელემენტების ატომებს შორის წარმოიქმნება კოვალენტური ქიმიური ბმა, მაშინსაერთო ელექტრონული წყვილი მიკერძოებულია უფრო ელექტროუარყოფითი ელემენტის მიმართ. მასზე წარმოიქმნება ზედმეტი უარყოფითი მუხტი, პარტნიორის ატომზე კი ჭარბი დადებითი მუხტი. ასეთ კავშირს ე.წკოვალენტური პოლარული.

5. შეავსეთ ცხრილი „კოვალენტური პოლარული ბმა“.

ნაწილი II

1. ითამაშეთ tic-tac-toe. აჩვენეთ გამარჯვებული გზა, რომელიც შედგება კოვალენტური პოლარული ბმის მქონე ნივთიერებების ფორმულებისგან და ჩამოწერეთ მათი ფორმირების სქემები.

2. შეარჩიეთ კოვალენტური პოლარული ქიმიური ბმის მქონე ნაერთების ფორმულები. სწორი პასუხების შესაბამისი ასოებიდან შექმნით სიტყვას, რომელიც ნიშნავს ბრილიანტის ან მინისგან დამზადებული სხვა ძვირფასი ქვის იმიტაციას: rhinestone.
1) HF C
3) FeBr3 T
5) SO2 P
7) CO2 A
9) PCl5 Z

3. დახაზეთ ქიმიური ელემენტის სერიული ნომრის დამოკიდებულება იმავე პერიოდის ელემენტების ელექტროუარყოფითობაზე. იპოვნეთ ელექტრონეგატიურობის ზუსტი მნიშვნელობები ინტერნეტის გამოყენებით. დასკვნა:
სერიული ნომრის მატებასთან ერთად, EO იზრდება.

4. დახაზეთ ქიმიური ელემენტის რიგითი ნომრის დამოკიდებულება ერთი ძირითადი ქვეჯგუფის ელემენტების ელექტრონეგატიურობაზე. იპოვნეთ ელექტრონეგატიურობის ზუსტი მნიშვნელობები ინტერნეტის გამოყენებით.
ჯგუფში სერიული ნომრის გაზრდით, EO მცირდება.

5. ყველაზე პოლარული ქიმიური ბმაა მოლეკულაში:
4) წყალბადის ფტორი - HF

6. დაალაგეთ შემდეგი ნივთიერებები ქიმიური ბმის პოლარობის კლების მიხედვით.
4) კალიუმის ფოსფიდი - K3P
2) ალუმინის ფოსფიდი - AlP
3) ფოსფორის (V) ქლორიდი - PCl5
1) თეთრი ფოსფორი - P4

რომელშიც ერთ-ერთმა ატომმა გასცა ელექტრონი და გახდა კატიონი, ხოლო მეორე ატომმა მიიღო ელექტრონი და იქცა ანიონად.

კოვალენტური ბმის დამახასიათებელი თვისებები - მიმართულება, გაჯერება, პოლარობა, პოლარიზება - განსაზღვრავს ნაერთების ქიმიურ და ფიზიკურ თვისებებს.

ბმის მიმართულება განპირობებულია ნივთიერების მოლეკულური სტრუქტურით და მათი მოლეკულის გეომეტრიული ფორმით. ორ კავშირს შორის კუთხეებს ბმის კუთხეები ეწოდება.

გაჯერება - ატომების უნარი შექმნან შეზღუდული რაოდენობის კოვალენტური ბმები. ატომის მიერ წარმოქმნილი ბმების რაოდენობა შემოიფარგლება მისი გარე ატომური ორბიტალების რაოდენობით.

ბმის პოლარობა განპირობებულია ელექტრონის სიმკვრივის არათანაბარი განაწილებით ატომების ელექტრონეგატიურობის განსხვავებების გამო. ამის საფუძველზე, კოვალენტური ბმები იყოფა არაპოლარულ და პოლარად (არაპოლარული - დიატომიური მოლეკულა შედგება იდენტური ატომებისგან (H 2, Cl 2, N 2) და თითოეული ატომის ელექტრონული ღრუბლები განაწილებულია სიმეტრიულად მათ მიმართ. ატომები; პოლარული - დიატომური მოლეკულა შედგება სხვადასხვა ქიმიური ელემენტების ატომებისგან, ხოლო ზოგადი ელექტრონული ღრუბელი გადადის ერთ-ერთი ატომისკენ, რითაც ქმნის ასიმეტრიას მოლეკულაში ელექტრული მუხტის განაწილებაში, წარმოქმნის მოლეკულის დიპოლურ მომენტს) .

ბმის პოლარიზება გამოიხატება ბმის ელექტრონების გადაადგილებაში გარე ელექტრული ველის გავლენის ქვეშ, მათ შორის სხვა რეაქციაში მყოფი ნაწილაკების. პოლარიზებადობა განისაზღვრება ელექტრონების მობილურობით. კოვალენტური ბმების პოლარობა და პოლარიზება განსაზღვრავს მოლეკულების რეაქტიულობას პოლარულ რეაგენტებთან მიმართებაში.

თუმცა, ორჯერ ნობელის პრემიის ლაურეატი ლ. პაულინგმა აღნიშნა, რომ „ზოგიერთ მოლეკულაში არის კოვალენტური ბმები ერთი ან სამი ელექტრონის გამო, საერთო წყვილის ნაცვლად“. მოლეკულურ-იონურ-წყალბადში H 2 + რეალიზებულია ერთელექტრონული-ქიმიური ბმა.

მოლეკულური წყალბადის იონი H 2 + შეიცავს ორ პროტონს და ერთ ელექტრონს. მოლეკულური სისტემის ერთი ელექტრონი ანაზღაურებს ორი პროტონის ელექტროსტატიკურ მოგერიებას და ინარჩუნებს მათ 1,06 Å მანძილზე (H 2 + ქიმიური ბმის სიგრძე). მოლეკულური სისტემის ელექტრონული ღრუბლის ელექტრონული სიმკვრივის ცენტრი ორივე პროტონისგან თანაბრად არის დაშორებული Bohr-რადიუსით α 0 =0,53 A და წარმოადგენს მოლეკულური წყალბადის იონის H 2 + სიმეტრიის ცენტრს.

ენციკლოპედიური YouTube

• 1 / 5

  კოვალენტური ბმა წარმოიქმნება წყვილი ელექტრონების მიერ, რომლებიც განაწილებულია ორ ატომს შორის და ამ ელექტრონებს უნდა დაიკავონ ორი სტაბილური ორბიტალი, თითო თითოეული ატომიდან.

  A + B → A: B

  სოციალიზაციის შედეგად ელექტრონები ქმნიან შევსებულ ენერგეტიკულ დონეს. ბმა იქმნება, თუ მათი მთლიანი ენერგია ამ დონეზე ნაკლებია, ვიდრე საწყის მდგომარეობაში (და ენერგიის განსხვავება სხვა არაფერია, თუ არა ბმის ენერგია).

  მოლეკულური ორბიტალების თეორიის თანახმად, ორი ატომური ორბიტალის გადახურვა უმარტივეს შემთხვევაში იწვევს ორი მოლეკულური ორბიტალის (MOs) წარმოქმნას: სავალდებულო MOდა ანტიბოდინგური (გაფხვიერება) MO. საერთო ელექტრონები განლაგებულია ქვედა ენერგიით შემაკავშირებელ MO-ზე.

  ბმის წარმოქმნა ატომების რეკომბინაციის დროს

  თუმცა, ატომთაშორისი ურთიერთქმედების მექანიზმი დიდი ხნის განმავლობაში უცნობი რჩებოდა. მხოლოდ 1930 წელს ფ.ლონდონმა შემოიღო დისპერსიული მიზიდულობის ცნება - ურთიერთქმედება მყისიერ და ინდუცირებულ (გამოწვეულ) დიპოლებს შორის. ამჟამად მიზიდულ ძალებს ატომებისა და მოლეკულების ცვალებად ელექტრულ დიპოლებს შორის ურთიერთქმედების გამო „ლონდონის ძალებს“ უწოდებენ.

  ასეთი ურთიერთქმედების ენერგია პირდაპირპროპორციულია α ელექტრონული პოლარიზადობის კვადრატისა და უკუპროპორციულია ორ ატომს ან მოლეკულას შორის მანძილის მეექვსე ხარისხზე.

  ბმის ფორმირება დონორ-აქცეპტორი მექანიზმით

  წინა ნაწილში აღწერილი კოვალენტური ბმის წარმოქმნის ერთგვაროვანი მექანიზმის გარდა, არსებობს ჰეტეროგენული მექანიზმი - საპირისპიროდ დამუხტული იონების ურთიერთქმედება - პროტონი H + და წყალბადის უარყოფითი იონი H -, რომელსაც ეწოდება ჰიდრიდის იონი:

  H + + H - → H 2

  როდესაც იონები უახლოვდებიან, ჰიდრიდის იონის ორელექტრონული ღრუბელი (ელექტრონული წყვილი) იზიდავს პროტონს და საბოლოოდ ხდება საერთო წყალბადის ორივე ბირთვისთვის, ანუ გადაიქცევა შემაკავშირებელ ელექტრონულ წყვილად. ნაწილაკს, რომელიც ამარაგებს ელექტრონულ წყვილს, ეწოდება დონორი, ხოლო ნაწილაკს, რომელიც იღებს ამ ელექტრონულ წყვილს, ეწოდება მიმღები. კოვალენტური ბმის წარმოქმნის ასეთ მექანიზმს დონორ-აქცეპტორი ეწოდება.

  H + + H 2 O → H 3 O +

  პროტონი უტევს წყლის მოლეკულის მარტოხელა ელექტრონულ წყვილს და ქმნის სტაბილურ კატიონს, რომელიც არსებობს მჟავების წყალხსნარებში.

  ანალოგიურად, პროტონი მიმაგრებულია ამიაკის მოლეკულასთან რთული ამონიუმის კატიონის წარმოქმნით:

  NH 3 + H + → NH 4 +

  ამ გზით (კოვალენტური ბმის წარმოქმნის დონორ-მიმღები მექანიზმის მიხედვით) მიიღება ონიუმის ნაერთების დიდი კლასი, რომელშიც შედის ამონიუმი, ოქსონიუმი, ფოსფონიუმი, სულფონიუმი და სხვა ნაერთები.

  წყალბადის მოლეკულას შეუძლია იმოქმედოს როგორც ელექტრონული წყვილის დონორი, რომელიც პროტონთან შეხებისას იწვევს მოლეკულური წყალბადის იონის H 3 + ფორმირებას:

  H 2 + H + → H 3 +

  მოლეკულური წყალბადის იონის H 3 + შემაკავშირებელი ელექტრონული წყვილი ერთდროულად სამ პროტონს ეკუთვნის.

  კოვალენტური ბმის სახეები

  არსებობს სამი სახის კოვალენტური ქიმიური ბმები, რომლებიც განსხვავდება ფორმირების მექანიზმით:

  1. მარტივი კოვალენტური ბმა. მისი ფორმირებისთვის, თითოეული ატომი უზრუნველყოფს ერთ დაუწყვილებელ ელექტრონს. როდესაც მარტივი კოვალენტური ბმა იქმნება, ატომების ფორმალური მუხტები უცვლელი რჩება.

  • თუ ატომები, რომლებიც ქმნიან მარტივ კოვალენტურ კავშირს, იგივეა, მაშინ მოლეკულაში ატომების ჭეშმარიტი მუხტებიც იგივეა, რადგან ატომები, რომლებიც ქმნიან კავშირს, თანაბრად ფლობენ საერთო ელექტრონულ წყვილს. ასეთ კავშირს ე.წ არაპოლარული კოვალენტური ბმა. მარტივ ნივთიერებებს აქვთ ასეთი კავშირი, მაგალითად: 2, 2, 2. მაგრამ არა მხოლოდ იმავე ტიპის არალითონებს შეუძლიათ შექმნან კოვალენტური არაპოლარული ბმა. არალითონურ ელემენტებს, რომელთა ელექტროუარყოფითობა თანაბარია, ასევე შეუძლიათ შექმნან კოვალენტური არაპოლარული ბმა, მაგალითად, PH 3 მოლეკულაში, ბმა არის კოვალენტური არაპოლარული, რადგან წყალბადის EO ტოლია ფოსფორის EO-ს.
  • თუ ატომები განსხვავებულია, მაშინ სოციალიზებული წყვილი ელექტრონების საკუთრების ხარისხი განისაზღვრება ატომების ელექტრონეგატიურობის სხვაობით. უფრო დიდი ელექტრონეგატიურობის მქონე ატომი უფრო ძლიერად იზიდავს ბმის ელექტრონების წყვილს თავისკენ და მისი ნამდვილი მუხტი ხდება უარყოფითი. ნაკლები ელექტრონეგატიურობის ატომი იძენს, შესაბამისად, იგივე დადებით მუხტს. თუ ნაერთი წარმოიქმნება ორ სხვადასხვა არამეტალს შორის, მაშინ ასეთ ნაერთს ე.წ პოლარული კოვალენტური ბმა.

  ეთილენის მოლეკულაში C 2 H 4 არის ორმაგი ბმა CH 2 \u003d CH 2, მისი ელექტრონული ფორმულა: H: C:: C: H. ყველა ეთილენის ატომის ბირთვები განლაგებულია იმავე სიბრტყეში. ნახშირბადის თითოეული ატომის სამი ელექტრონული ღრუბელი ქმნის სამ კოვალენტურ კავშირს სხვა ატომებთან იმავე სიბრტყეში (მათ შორის კუთხით დაახლოებით 120°). ნახშირბადის ატომის მეოთხე ვალენტური ელექტრონის ღრუბელი მდებარეობს მოლეკულის სიბრტყის ზემოთ და ქვემოთ. ნახშირბადის ორივე ატომის ასეთი ელექტრონული ღრუბლები, რომლებიც ნაწილობრივ გადახურულია მოლეკულის სიბრტყის ზემოთ და ქვემოთ, ქმნიან მეორე კავშირს ნახშირბადის ატომებს შორის. პირველ, უფრო ძლიერ კოვალენტურ კავშირს ნახშირბადის ატომებს შორის ეწოდება σ-ბმა; მეორე, სუსტი კოვალენტური ბმა ეწოდება π (\displaystyle \pi)-კომუნიკაცია.

  აცეტილენის ხაზოვან მოლეკულაში

  H-S≡S-N (N: S::: S: N)

  არსებობს σ-ბმა ნახშირბადის და წყალბადის ატომებს შორის, ერთი σ-ბმა ორ ნახშირბადის ატომსა და ორს შორის π (\displaystyle \pi)ბმები იმავე ნახშირბადის ატომებს შორის. ორი π (\displaystyle \pi)-ბმები განლაგებულია σ-ბმის მოქმედების სფეროს ზემოთ ორ ურთიერთ პერპენდიკულარულ სიბრტყეში.

  C 6 H 6 ციკლური ბენზოლის მოლეკულის ექვსივე ნახშირბადის ატომი ერთ სიბრტყეშია. σ-ბმები მოქმედებს ნახშირბადის ატომებს შორის რგოლის სიბრტყეში; იგივე ბმები არსებობს ნახშირბადის თითოეული ატომისთვის წყალბადის ატომებთან. ნახშირბადის თითოეული ატომი ხარჯავს სამ ელექტრონს ამ ბმების შესაქმნელად. ნახშირბადის ატომების მეოთხე ვალენტური ელექტრონების ღრუბლები, რომლებსაც აქვთ რვიანის ფორმა, განლაგებულია ბენზოლის მოლეკულის სიბრტყის პერპენდიკულარულად. ყოველი ასეთი ღრუბელი თანაბრად გადაფარავს მეზობელი ნახშირბადის ატომების ელექტრონულ ღრუბლებს. ბენზოლის მოლეკულაში სამი არ არის ცალკე π (\displaystyle \pi)-კავშირები, მაგრამ ერთი π (\displaystyle \pi ) დიელექტრიკები ან ნახევარგამტარები. ატომური კრისტალების ტიპიური მაგალითები (ატომები, რომლებშიც ერთმანეთთან არის დაკავშირებული კოვალენტური (ატომური) ბმები)

  ძალზე იშვიათია, რომ ქიმიური ნივთიერებები შედგებოდეს ქიმიური ელემენტების ცალკეული, ურთიერთდაკავშირებული ატომებისგან. ნორმალურ პირობებში, მხოლოდ მცირე რაოდენობის გაზებს, რომლებსაც კეთილშობილ გაზებს უწოდებენ, აქვთ ასეთი სტრუქტურა: ჰელიუმი, ნეონი, არგონი, კრიპტონი, ქსენონი და რადონი. ყველაზე ხშირად, ქიმიური ნივთიერებები შედგება არა განსხვავებული ატომებისგან, არამედ მათი კომბინაციებისაგან სხვადასხვა ჯგუფებად. ატომების ასეთი კომბინაციები შეიძლება შეიცავდეს რამდენიმე ერთეულს, ასეულს, ათასობით ან უფრო მეტ ატომს. ძალას, რომელიც ინარჩუნებს ამ ატომებს ასეთ დაჯგუფებებში, ეწოდება ქიმიური ბმა.

  სხვა სიტყვებით რომ ვთქვათ, შეგვიძლია ვთქვათ, რომ ქიმიური ბმა არის ურთიერთქმედება, რომელიც უზრუნველყოფს ცალკეული ატომების შეერთებას უფრო რთულ სტრუქტურებში (მოლეკულები, იონები, რადიკალები, კრისტალები და ა.შ.).

  ქიმიური ბმის წარმოქმნის მიზეზი არის ის, რომ უფრო რთული სტრუქტურების ენერგია ნაკლებია ცალკეული ატომების მთლიან ენერგიაზე, რომლებიც ქმნიან მას.

  კერძოდ, თუ XY მოლეკულა იქმნება X და Y ატომების ურთიერთქმედების დროს, ეს ნიშნავს, რომ ამ ნივთიერების მოლეკულების შიდა ენერგია უფრო დაბალია, ვიდრე ცალკეული ატომების შიდა ენერგია, საიდანაც იგი წარმოიქმნა:

  E(XY)< E(X) + E(Y)

  ამ მიზეზით, როდესაც ქიმიური ბმები იქმნება ცალკეულ ატომებს შორის, ენერგია გამოიყოფა.

  ქიმიური ბმების წარმოქმნისას გარე ელექტრონული ფენის ელექტრონები ბირთვთან ყველაზე დაბალი შებოჭვის ენერგიით, ე.წ. ვალენტობა. მაგალითად, ბორში, ეს არის მე -2 ენერგეტიკული დონის ელექტრონები - 2 ელექტრონი 2-ზე s-ორბიტალები და 1 2-ზე გვ-ორბიტალები:

  როდესაც იქმნება ქიმიური ბმა, თითოეული ატომი მიდრეკილია მიიღოს კეთილშობილი გაზის ატომების ელექტრონული კონფიგურაცია, ე.ი. ისე, რომ მის გარე ელექტრონულ შრეში არის 8 ელექტრონი (2 პირველი პერიოდის ელემენტებისთვის). ამ ფენომენს ოქტეტის წესი ეწოდება.

  შესაძლებელია ატომებმა მიაღწიონ კეთილშობილი გაზის ელექტრონულ კონფიგურაციას, თუ თავდაპირველად ცალკეული ატომები იზიარებენ თავიანთ ვალენტურ ელექტრონებს სხვა ატომებთან. ამ შემთხვევაში წარმოიქმნება საერთო ელექტრონული წყვილები.

  ელექტრონების სოციალიზაციის ხარისხიდან გამომდინარე, შეიძლება გამოიყოს კოვალენტური, იონური და მეტალის ბმები.

  კოვალენტური ბმა

  კოვალენტური ბმა ყველაზე ხშირად წარმოიქმნება არალითონის ელემენტების ატომებს შორის. თუ არამეტალების ატომები, რომლებიც ქმნიან კოვალენტურ კავშირს, მიეკუთვნება სხვადასხვა ქიმიურ ელემენტებს, ასეთ კავშირს ეწოდება კოვალენტური პოლარული ბმა. ამ სახელწოდების მიზეზი მდგომარეობს იმაში, რომ სხვადასხვა ელემენტების ატომებს ასევე აქვთ განსხვავებული უნარი მიიზიდონ საერთო ელექტრონული წყვილი საკუთარ თავში. ცხადია, ეს იწვევს საერთო ელექტრონული წყვილის გადანაცვლებას ერთ-ერთი ატომისკენ, რის შედეგადაც მასზე ნაწილობრივი უარყოფითი მუხტი იქმნება. თავის მხრივ, ნაწილობრივი დადებითი მუხტი იქმნება მეორე ატომზე. მაგალითად, წყალბადის ქლორიდის მოლეკულაში, ელექტრონული წყვილი წყალბადის ატომიდან ქლორის ატომში გადადის:

  კოვალენტური პოლარული ბმის მქონე ნივთიერებების მაგალითები:

  СCl 4 , H 2 S, CO 2 , NH 3 , SiO 2 და ა.შ.

  ერთი და იგივე ქიმიური ელემენტის არამეტალის ატომებს შორის წარმოიქმნება კოვალენტური არაპოლარული ბმა. ვინაიდან ატომები იდენტურია, მათი საერთო ელექტრონების გაყვანის უნარი იგივეა. ამასთან დაკავშირებით, ელექტრონული წყვილის გადაადგილება არ შეინიშნება:

  კოვალენტური ბმის წარმოქმნის ზემოთ მოცემულ მექანიზმს, როდესაც ორივე ატომი უზრუნველყოფს ელექტრონებს საერთო ელექტრონული წყვილების ფორმირებისთვის, ეწოდება გაცვლა.

  ასევე არსებობს დონორ-მიმღების მექანიზმი.

  როდესაც კოვალენტური ბმა იქმნება დონორ-მიმღები მექანიზმით, წარმოიქმნება საერთო ელექტრონული წყვილი ერთი ატომის (ორი ელექტრონით) შევსებული ორბიტალისა და მეორე ატომის ცარიელი ორბიტალის გამო. ატომს, რომელიც უზრუნველყოფს გაუზიარებელ ელექტრონულ წყვილს, ეწოდება დონორი, ხოლო ატომს თავისუფალი ორბიტალით - მიმღები. ელექტრონული წყვილების დონორები არის ატომები, რომლებსაც აქვთ დაწყვილებული ელექტრონები, მაგალითად, N, O, P, S.

  მაგალითად, დონორ-მიმღები მექანიზმის მიხედვით, მეოთხე N-H კოვალენტური ბმა იქმნება ამონიუმის კატიონში NH 4 +:

  პოლარობის გარდა, კოვალენტური ბმები ასევე ხასიათდება ენერგიით. ბმის ენერგია არის მინიმალური ენერგია, რომელიც საჭიროა ატომებს შორის კავშირის გასაწყვეტად.

  შებოჭვის ენერგია მცირდება შეკრული ატომების რადიუსის გაზრდით. ვინაიდან ჩვენ ვიცით, რომ ატომური რადიუსი იზრდება ქვეჯგუფებში, შეგვიძლია, მაგალითად, დავასკვნათ, რომ ჰალოგენ-წყალბადის ბმის სიძლიერე იზრდება სერიაში:

  გამარჯობა< HBr < HCl < HF

  ასევე, ბმის ენერგია დამოკიდებულია მის სიმრავლეზე - რაც მეტია ბმის სიმრავლე, მით მეტია მისი ენერგია. ბმის სიმრავლე არის საერთო ელექტრონული წყვილების რაოდენობა ორ ატომს შორის.

  იონური ბმა

  იონური ბმა შეიძლება ჩაითვალოს კოვალენტური პოლარული ბმის შემზღუდველ შემთხვევად. თუ კოვალენტურ-პოლარულ კავშირში საერთო ელექტრონული წყვილი ნაწილობრივ გადაინაცვლებს ატომების ერთ-ერთ წყვილზე, მაშინ იონურში იგი თითქმის მთლიანად „გადაცემულია“ ერთ-ერთ ატომზე. ატომი, რომელმაც ელექტრონი(ები) შესწირა, იძენს დადებით მუხტს და ხდება კატიონიდა ატომი, რომელმაც მისგან ელექტრონები აიღო, იძენს უარყოფით მუხტს და ხდება ანიონი.

  ამრიგად, იონური ბმა არის ბმა, რომელიც წარმოიქმნება ანიონებისადმი კათიონების ელექტროსტატიკური მიზიდულობის გამო.

  ამ ტიპის ბმის წარმოქმნა დამახასიათებელია ტიპიური ლითონებისა და ტიპიური არამეტალების ატომების ურთიერთქმედებისთვის.

  მაგალითად, კალიუმის ფტორიდი. კალიუმის კატიონი მიიღება ნეიტრალური ატომიდან ერთი ელექტრონის გამოყოფის შედეგად, ხოლო ფტორის იონი წარმოიქმნება ფტორის ატომზე ერთი ელექტრონის მიმაგრებით:

  

  მიღებულ იონებს შორის წარმოიქმნება ელექტროსტატიკური მიზიდულობის ძალა, რის შედეგადაც წარმოიქმნება იონური ნაერთი.

  ქიმიური ბმის წარმოქმნისას ნატრიუმის ატომიდან ელექტრონები გადავიდა ქლორის ატომში და წარმოიქმნა საპირისპიროდ დამუხტული იონები, რომლებსაც აქვთ დასრულებული გარე ენერგიის დონე.

  დადგენილია, რომ ელექტრონები მთლიანად არ შორდებიან ლითონის ატომს, არამედ მხოლოდ ქლორის ატომისკენ გადაადგილდებიან, როგორც კოვალენტურ კავშირში.

  ორობითი ნაერთების უმეტესობა, რომლებიც შეიცავს ლითონის ატომებს, იონურია. მაგალითად, ოქსიდები, ჰალოიდები, სულფიდები, ნიტრიდები.

  იონური ბმა ასევე წარმოიქმნება მარტივ კათიონებსა და მარტივ ანიონებს შორის (F -, Cl -, S 2-), ასევე მარტივ კატიონებსა და რთულ ანიონებს შორის (NO 3 -, SO 4 2-, PO 4 3-, OH -) . ამრიგად, იონურ ნაერთებში შედის მარილები და ფუძეები (Na 2 SO 4, Cu (NO 3) 2, (NH 4) 2 SO 4), Ca (OH) 2, NaOH)

  ლითონის კავშირი

  ამ ტიპის კავშირი წარმოიქმნება ლითონებში.

  ყველა ლითონის ატომს აქვს ელექტრონები გარე ელექტრონულ შრეზე, რომლებსაც აქვთ დაბალი შეკავშირების ენერგია ატომის ბირთვთან. მეტალების უმეტესობისთვის გარე ელექტრონების დაკარგვა ენერგიულად ხელსაყრელია.

  ბირთვთან ასეთი სუსტი ურთიერთქმედების გათვალისწინებით, მეტალებში ეს ელექტრონები ძალიან მოძრავია და შემდეგი პროცესი მუდმივად მიმდინარეობს თითოეულ ლითონის კრისტალში:

  M 0 - ne - \u003d M n +,

  სადაც M 0 არის ლითონის ნეიტრალური ატომი და M n + იგივე ლითონის კატიონი. ქვემოთ მოყვანილი ფიგურა აჩვენებს მიმდინარე პროცესების ილუსტრაციას.

  ანუ, ელექტრონები მეტალის ბროლის გასწვრივ „ჩქარობენ“, იშლებიან ლითონის ერთი ატომისგან, ქმნიან მისგან კატიონს, უერთდებიან სხვა კატიონს და ქმნიან ნეიტრალურ ატომს. ამ ფენომენს ეწოდა "ელექტრონული ქარი", ხოლო თავისუფალი ელექტრონების ერთობლიობას არალითონის ატომის კრისტალში ეწოდა "ელექტრონული გაზი". ლითონის ატომებს შორის ამ ტიპის ურთიერთქმედებას მეტალის ბმა ეწოდება.

  წყალბადის ბმა

  თუ წყალბადის ატომი ნივთიერებაში მიბმულია მაღალი ელექტრონეგატიურობის მქონე ელემენტთან (აზოტი, ჟანგბადი ან ფტორი), ნივთიერებას ახასიათებს წყალბადის კავშირის ფენომენი.

  ვინაიდან წყალბადის ატომი დაკავშირებულია ელექტროუარყოფით ატომთან, წყალბადის ატომზე წარმოიქმნება ნაწილობრივი დადებითი მუხტი, ხოლო ელექტროუარყოფით ატომზე ნაწილობრივი უარყოფითი მუხტი. ამასთან დაკავშირებით, ელექტროსტატიკური მიზიდულობა შესაძლებელი ხდება ერთი მოლეკულის ნაწილობრივ დადებითად დამუხტულ წყალბადის ატომსა და მეორის ელექტროუარყოფით ატომს შორის. მაგალითად, წყალბადის კავშირი შეინიშნება წყლის მოლეკულებისთვის:

  ეს არის წყალბადის ბმა, რომელიც ხსნის წყლის არანორმალურად მაღალ დნობის წერტილს. წყლის გარდა, ძლიერი წყალბადის ბმები წარმოიქმნება ისეთ ნივთიერებებში, როგორიცაა წყალბადის ფტორი, ამიაკი, ჟანგბადის შემცველი მჟავები, ფენოლები, სპირტები, ამინები.