Ang covalent, ionic, at metallic ay ang tatlong pangunahing uri ng mga bono ng kemikal.

Kilalanin pa natin ang tungkol sa covalent chemical bond. Isaalang-alang natin ang mekanismo ng paglitaw nito. Kunin natin ang pagbuo ng isang molekula ng hydrogen bilang isang halimbawa:

Ang isang spherically symmetric na ulap na nabuo ng isang 1s electron ay pumapalibot sa nucleus ng isang libreng hydrogen atom. Kapag ang mga atomo ay lumalapit sa isa't isa hanggang sa isang tiyak na distansya, ang kanilang mga orbital ay bahagyang nagsasapawan (tingnan ang Fig.), bilang resulta, lumilitaw ang isang molekular na dalawang-elektron na ulap sa pagitan ng mga sentro ng parehong nuclei, na may pinakamataas na densidad ng elektron sa espasyo sa pagitan ng nuclei. Sa pagtaas ng density ng negatibong singil, mayroong isang malakas na pagtaas sa mga puwersa ng pagkahumaling sa pagitan ng molekular na ulap at ng nuclei.

Kaya, nakikita natin na ang isang covalent bond ay nabuo sa pamamagitan ng magkakapatong na mga ulap ng elektron ng mga atomo, na sinamahan ng paglabas ng enerhiya. Kung ang distansya sa pagitan ng nuclei ng mga atom na papalapit na hawakan ay 0.106 nm, pagkatapos ay pagkatapos ng overlap ng mga ulap ng elektron ito ay magiging 0.074 nm. Kung mas malaki ang overlap ng mga orbital ng elektron, mas malakas ang bono ng kemikal.

covalent tinawag chemical bonding na isinasagawa ng mga pares ng elektron. Ang mga compound na may covalent bond ay tinatawag homeopolar o atomic.

Umiiral dalawang uri ng covalent bond: polar at hindi polar.

Sa non-polar covalent bond na nabuo sa pamamagitan ng isang karaniwang pares ng mga electron, ang electron cloud ay ipinamamahagi nang simetriko na may paggalang sa nuclei ng parehong mga atomo. Ang isang halimbawa ay maaaring mga diatomic molecule na binubuo ng isang elemento: Cl 2, N 2, H 2, F 2, O 2 at iba pa, kung saan ang pares ng elektron ay nabibilang sa parehong mga atomo nang pantay.

Sa polar Sa isang covalent bond, ang electron cloud ay inilipat patungo sa atom na may mas mataas na relative electronegativity. Halimbawa, ang mga molecule ng pabagu-bago ng isip inorganic compounds tulad ng H 2 S, HCl, H 2 O at iba pa.

Ang pagbuo ng molekula ng HCl ay maaaring kinakatawan bilang mga sumusunod:

kasi ang relatibong electronegativity ng chlorine atom (2.83) ay mas malaki kaysa sa hydrogen atom (2.1), ang pares ng electron ay lumilipat patungo sa chlorine atom.

Bilang karagdagan sa mekanismo ng palitan para sa pagbuo ng isang covalent bond - dahil sa overlap, mayroon din donor-acceptor ang mekanismo ng pagbuo nito. Ito ay isang mekanismo kung saan ang pagbuo ng isang covalent bond ay nangyayari dahil sa isang two-electron cloud ng isang atom (donor) at isang libreng orbital ng isa pang atom (acceptor). Tingnan natin ang isang halimbawa ng mekanismo para sa pagbuo ng ammonium NH 4 +. Sa molekula ng ammonia, ang nitrogen atom ay may dalawang-electron na ulap:

Ang hydrogen ion ay may libreng 1s orbital, sabihin natin ito bilang .

Sa proseso ng pagbuo ng ammonium ion, ang dalawang-electron na ulap ng nitrogen ay nagiging karaniwan para sa nitrogen at hydrogen atoms, na nangangahulugang ito ay na-convert sa isang molekular na ulap ng elektron. Samakatuwid, lumilitaw ang isang ikaapat na covalent bond. Ang proseso ng pagbuo ng ammonium ay maaaring kinakatawan bilang mga sumusunod:

Ang singil ng hydrogen ion ay nakakalat sa lahat ng mga atomo, at ang dalawang-elektron na ulap na kabilang sa nitrogen ay nagiging karaniwan sa hydrogen.

May tanong ka ba? Hindi mo alam kung paano gawin ang iyong takdang-aralin?
Upang makakuha ng tulong ng isang tutor - magparehistro.
Ang unang aralin ay libre!

site, na may buo o bahagyang pagkopya ng materyal, kinakailangan ang isang link sa pinagmulan.

covalent chemical bond nangyayari sa pagitan ng mga atomo na may malapit o pantay na halaga ng electronegativity. Ipagpalagay na ang chlorine at hydrogen ay may posibilidad na kumuha ng mga electron at kunin ang istruktura ng pinakamalapit na noble gas, kung gayon wala sa kanila ang magbibigay ng elektron sa isa. Paano pa rin sila konektado? Ito ay simple - sila ay magbabahagi sa isa't isa, isang karaniwang pares ng elektron ay nabuo.

Ngayon isaalang-alang ang mga natatanging katangian ng isang covalent bond.

Hindi tulad ng mga ionic compound, ang mga molecule ng covalent compound ay pinagsasama-sama ng "intermolecular forces", na mas mahina kaysa sa mga kemikal na bono. Sa bagay na ito, ang covalent bond ay katangian saturability– ang pagbuo ng limitadong bilang ng mga bono.

Ito ay kilala na ang mga atomic orbital ay nakatuon sa espasyo sa isang tiyak na paraan, samakatuwid, kapag ang isang bono ay nabuo, ang overlap ng mga ulap ng elektron ay nangyayari sa isang tiyak na direksyon. Yung. tulad ng isang ari-arian ng isang covalent bond ay natanto bilang oryentasyon.

Kung ang isang covalent bond sa isang molekula ay nabuo ng magkatulad na mga atomo o mga atomo na may pantay na electronegativity, kung gayon ang gayong bono ay walang polarity, ibig sabihin, ang density ng elektron ay ibinahagi nang simetriko. Ang tawag dito non-polar covalent bond ( H 2 , Cl 2 , O 2 ). Ang mga bono ay maaaring single, double o triple.

Kung ang electronegativity ng mga atom ay naiiba, pagkatapos ay kapag sila ay pinagsama, ang electron density ay ibinahagi nang hindi pantay sa pagitan ng mga atomo at mga form. covalent polar bond(HCl, H 2 O, CO), ang multiplicity nito ay maaari ding magkaiba. Kapag nabuo ang ganitong uri ng bono, ang isang mas electronegative na atom ay nakakakuha ng bahagyang negatibong singil, at ang isang atom na may mas mababang electronegativity ay nakakakuha ng bahagyang positibong singil (δ- at δ+). Ang isang electric dipole ay nabuo, kung saan ang mga singil ng kabaligtaran na palatandaan ay matatagpuan sa isang tiyak na distansya mula sa bawat isa. Ang dipole moment ay ginagamit bilang isang sukatan ng polarity ng bono:

Ang polarity ng tambalan ay mas malinaw, mas malaki ang dipole moment. Ang mga molekula ay magiging non-polar kung ang dipole moment ay zero.

Kaugnay ng mga tampok sa itaas, maaari itong tapusin na ang mga covalent compound ay pabagu-bago ng isip at may mababang mga punto ng pagkatunaw at pagkulo. Ang electric current ay hindi maaaring dumaan sa mga koneksyon na ito, samakatuwid ang mga ito ay mahihirap na konduktor at mahusay na insulator. Kapag inilapat ang init, maraming covalently bonded compound ang nag-aapoy. Para sa karamihan, ang mga ito ay hydrocarbons, pati na rin ang mga oxide, sulfides, halides ng mga non-metal at transition metal.

Kung saan ang isa sa mga atomo ay nag-donate ng isang elektron at naging isang kation, at ang isa pang atom ay tumanggap ng isang elektron at naging isang anion.

Ang mga katangian ng katangian ng isang covalent bond - directionality, saturation, polarity, polarizability - matukoy ang kemikal at pisikal na katangian ng mga compound.

Ang direksyon ng bono ay dahil sa molekular na istraktura ng sangkap at ang geometriko na hugis ng kanilang molekula. Ang mga anggulo sa pagitan ng dalawang bono ay tinatawag na mga anggulo ng bono.

Saturation - ang kakayahan ng mga atomo na bumuo ng limitadong bilang ng mga covalent bond. Ang bilang ng mga bono na nabuo ng isang atom ay limitado sa bilang ng mga panlabas na atomic orbital nito.

Ang polarity ng bono ay dahil sa hindi pantay na pamamahagi ng density ng elektron dahil sa mga pagkakaiba sa electronegativity ng mga atomo. Sa batayan na ito, ang mga covalent bond ay nahahati sa non-polar at polar (non-polar - isang diatomic molecule na binubuo ng magkaparehong atoms (H 2, Cl 2, N 2) at ang mga electron cloud ng bawat atom ay simetriko na ibinahagi sa mga ito. mga atomo; polar - isang diatomic na molekula ay binubuo ng mga atomo ng iba't ibang elemento ng kemikal, at ang pangkalahatang ulap ng elektron ay lumilipat patungo sa isa sa mga atomo, sa gayon ay bumubuo ng isang kawalaan ng simetrya sa pamamahagi ng singil ng kuryente sa molekula, na bumubuo ng isang dipole na sandali ng molekula) .

Ang polarizability ng isang bono ay ipinahayag sa displacement ng mga bond electron sa ilalim ng impluwensya ng isang panlabas na electric field, kasama na ang isa pang reacting particle. Ang polarizability ay tinutukoy ng electron mobility. Ang polarity at polarizability ng mga covalent bond ay tumutukoy sa reaktibiti ng mga molekula na may paggalang sa mga polar reagents.

Gayunpaman, dalawang beses na nagwagi ng Nobel Prize na si L. Pauling ang itinuro na "sa ilang mga molekula ay may mga covalent bond dahil sa isa o tatlong electron sa halip na isang karaniwang pares." Ang isang single-electron chemical bond ay naisasakatuparan sa molecular ion hydrogen H 2 + .

Ang molecular hydrogen ion H 2 + ay naglalaman ng dalawang proton at isang electron. Ang nag-iisang electron ng molecular system ay nagbabayad para sa electrostatic repulsion ng dalawang proton at pinapanatili ang mga ito sa layo na 1.06 Å (ang haba ng H 2 + chemical bond). Ang sentro ng densidad ng elektron ng ulap ng elektron ng sistemang molekular ay katumbas ng layo mula sa parehong mga proton ng Bohr radius α 0 =0.53 A at ito ang sentro ng simetrya ng molekular na hydrogen ion H 2 + .

Encyclopedic YouTube

• 1 / 5

  Ang isang covalent bond ay nabuo sa pamamagitan ng isang pares ng mga electron na ibinabahagi sa pagitan ng dalawang atomo, at ang mga electron na ito ay dapat sumakop sa dalawang matatag na orbital, isa mula sa bawat atom.

  A + B → A: B

  Bilang resulta ng pagsasapanlipunan, ang mga electron ay bumubuo ng isang punong antas ng enerhiya. Ang isang bono ay nabuo kung ang kanilang kabuuang enerhiya sa antas na ito ay mas mababa kaysa sa unang estado (at ang pagkakaiba sa enerhiya ay hindi hihigit sa enerhiya ng bono).

  Ayon sa teorya ng molecular orbitals, ang overlap ng dalawang atomic orbitals ay humahantong sa pinakasimpleng kaso sa pagbuo ng dalawang molecular orbitals (MOs): binding MO at antibonding (loosening) MO. Ang mga nakabahaging electron ay matatagpuan sa isang mas mababang enerhiya na nagbubuklod ng MO.

  Pagbubuo ng isang bono sa panahon ng recombination ng mga atomo

  Gayunpaman, ang mekanismo ng interatomic na pakikipag-ugnayan ay nanatiling hindi kilala sa loob ng mahabang panahon. Noong 1930 lamang, ipinakilala ng F. London ang konsepto ng dispersion attraction - ang interaksyon sa pagitan ng instantaneous at induced (induced) dipoles. Sa kasalukuyan, ang mga kaakit-akit na pwersa dahil sa pakikipag-ugnayan sa pagitan ng mga pabagu-bagong electric dipoles ng mga atomo at molekula ay tinatawag na "London forces".

  Ang enerhiya ng naturang pakikipag-ugnayan ay direktang proporsyonal sa parisukat ng electronic polarizability α at inversely proporsyonal sa ikaanim na kapangyarihan ng distansya sa pagitan ng dalawang atomo o molekula.

  Ang pagbuo ng bono sa pamamagitan ng mekanismo ng donor-acceptor

  Bilang karagdagan sa homogenous na mekanismo para sa pagbuo ng isang covalent bond na inilarawan sa nakaraang seksyon, mayroong isang heterogenous na mekanismo - ang pakikipag-ugnayan ng magkasalungat na sisingilin na mga ion - ang proton H + at ang negatibong hydrogen ion H -, na tinatawag na hydride ion:

  H + + H - → H 2

  Kapag lumalapit ang mga ion, ang dalawang-electron na ulap (pares ng elektron) ng hydride ion ay naaakit sa proton at kalaunan ay nagiging karaniwan sa parehong hydrogen nuclei, ibig sabihin, ito ay nagiging isang nagbubuklod na pares ng elektron. Ang particle na nagbibigay ng electron pair ay tinatawag na donor, at ang particle na tumatanggap ng electron pair na ito ay tinatawag na acceptor. Ang ganitong mekanismo para sa pagbuo ng isang covalent bond ay tinatawag na donor-acceptor.

  H + + H 2 O → H 3 O +

  Inaatake ng isang proton ang nag-iisang pares ng elektron ng isang molekula ng tubig at bumubuo ng isang matatag na kation na umiiral sa mga may tubig na solusyon ng mga acid.

  Katulad nito, ang isang proton ay nakakabit sa isang molekula ng ammonia na may pagbuo ng isang kumplikadong ammonium cation:

  NH 3 + H + → NH 4 +

  Sa ganitong paraan (ayon sa mekanismo ng donor-acceptor ng pagbuo ng covalent bond) isang malaking klase ng mga compound ng onium ay nakuha, na kinabibilangan ng ammonium, oxonium, phosphonium, sulfonium at iba pang mga compound.

  Ang isang molekula ng hydrogen ay maaaring kumilos bilang isang donor na pares ng elektron, na, sa pakikipag-ugnay sa isang proton, ay humahantong sa pagbuo ng isang molekular na hydrogen ion H 3 + :

  H 2 + H + → H 3 +

  Ang nagbubuklod na pares ng elektron ng molecular hydrogen ion H 3 + ay sabay-sabay na nabibilang sa tatlong proton.

  Mga uri ng covalent bond

  May tatlong uri ng covalent chemical bond na naiiba sa mekanismo ng pagbuo:

  1. Simpleng covalent bond. Para sa pagbuo nito, ang bawat isa sa mga atomo ay nagbibigay ng isang hindi pares na elektron. Kapag ang isang simpleng covalent bond ay nabuo, ang mga pormal na singil ng mga atom ay nananatiling hindi nagbabago.

  • Kung ang mga atomo na bumubuo ng isang simpleng covalent bond ay pareho, kung gayon ang tunay na singil ng mga atomo sa molekula ay pareho din, dahil ang mga atomo na bumubuo sa bono ay pantay na nagmamay-ari ng isang nakabahaging pares ng elektron. Ang ganitong koneksyon ay tinatawag non-polar covalent bond. Ang mga simpleng sangkap ay may ganitong koneksyon, halimbawa: 2, 2, 2. Ngunit hindi lamang ang mga di-metal ng parehong uri ay maaaring bumuo ng isang covalent non-polar bond. Ang mga non-metal na elemento na ang electronegativity ay may pantay na halaga ay maaari ding bumuo ng isang covalent non-polar bond, halimbawa, sa PH 3 molecule, ang bond ay covalent non-polar, dahil ang EO ng hydrogen ay katumbas ng EO ng phosphorus.
  • Kung magkaiba ang mga atomo, ang antas ng pagmamay-ari ng isang sosyalisadong pares ng mga electron ay tinutukoy ng pagkakaiba sa electronegativity ng mga atomo. Ang isang atom na may mas malaking electronegativity ay nakakaakit ng isang pares ng mga bond electron sa sarili nito nang mas malakas, at ang tunay na singil nito ay nagiging negatibo. Ang isang atom na may mas kaunting electronegativity ay nakakakuha, ayon sa pagkakabanggit, ng parehong positibong singil. Kung ang isang tambalan ay nabuo sa pagitan ng dalawang magkaibang di-metal, kung gayon ang naturang tambalan ay tinatawag polar covalent bond.

  Sa molekula ng ethylene C 2 H 4 mayroong isang double bond CH 2 \u003d CH 2, ang electronic formula nito: H: C:: C: H. Ang nuclei ng lahat ng ethylene atoms ay matatagpuan sa parehong eroplano. Ang tatlong electron cloud ng bawat carbon atom ay bumubuo ng tatlong covalent bond sa iba pang mga atom sa parehong eroplano (na may mga anggulo sa pagitan ng mga ito na humigit-kumulang 120°). Ang ulap ng ikaapat na valence electron ng carbon atom ay matatagpuan sa itaas at ibaba ng eroplano ng molekula. Ang gayong mga ulap ng elektron ng parehong mga atomo ng carbon, na bahagyang nagsasapawan sa itaas at sa ibaba ng eroplano ng molekula, ay bumubuo ng pangalawang bono sa pagitan ng mga atomo ng carbon. Ang una, mas malakas na covalent bond sa pagitan ng mga carbon atom ay tinatawag na σ-bond; ang pangalawa, mas mahinang covalent bond ay tinatawag π (\displaystyle \pi )-komunikasyon.

  Sa isang linear na molekula ng acetylene

  H-S≡S-N (N: S::: S: N)

  may mga σ-bond sa pagitan ng carbon at hydrogen atoms, isang σ-bond sa pagitan ng dalawang carbon atoms at dalawa π (\displaystyle \pi ) mga bono sa pagitan ng parehong mga atomo ng carbon. Dalawa π (\displaystyle \pi )-Ang mga bono ay matatagpuan sa itaas ng globo ng pagkilos ng σ-bond sa dalawang magkaparehong patayo na eroplano.

  Lahat ng anim na carbon atoms ng C 6 H 6 cyclic benzene molecule ay nasa parehong eroplano. Ang mga σ-bond ay kumikilos sa pagitan ng mga atomo ng carbon sa eroplano ng singsing; ang parehong mga bono ay umiiral para sa bawat carbon atom na may hydrogen atoms. Ang bawat carbon atom ay gumugugol ng tatlong electron upang gawin ang mga bono na ito. Ang mga ulap ng ikaapat na valence electron ng mga carbon atom, na may hugis na walo, ay matatagpuan patayo sa eroplano ng molekula ng benzene. Ang bawat ganoong ulap ay magkakapatong nang pantay sa mga ulap ng elektron ng mga kalapit na carbon atom. Sa benzene molecule, hindi tatlong hiwalay π (\displaystyle \pi )-mga koneksyon, ngunit isang solong π (\displaystyle \pi ) dielectrics o semiconductors. Ang mga karaniwang halimbawa ng mga atomic na kristal (ang mga atom na kung saan ay magkakaugnay ng mga covalent (atomic) na bono) ay

  Ang covalent bond ay ang pinakakaraniwang uri ng kemikal na bono na nangyayari kapag nakikipag-ugnayan sa pareho o katulad na mga halaga ng electronegativity.

  Ang covalent bond ay isang bono sa pagitan ng mga atomo gamit ang mga pares ng electron.

  Mula nang matuklasan ang elektron, maraming mga pagtatangka ang ginawa upang bumuo ng isang elektronikong teorya ng pagbubuklod ng kemikal. Ang pinakamatagumpay ay ang mga gawa ni Lewis (1916), na iminungkahi na isaalang-alang ang pagbuo ng isang bono bilang resulta ng paglitaw ng mga pares ng elektron na karaniwan sa dalawang atomo. Upang gawin ito, ang bawat atom ay nagbibigay ng parehong bilang ng mga electron at sinusubukang palibutan ang sarili ng isang octet o doublet ng mga electron, katangian ng panlabas na elektronikong pagsasaayos ng mga inert na gas. Sa graphically, ang pagbuo ng mga covalent bond dahil sa hindi magkapares na mga electron ayon sa pamamaraang Lewis ay inilalarawan gamit ang mga tuldok na nagpapahiwatig ng mga panlabas na electron ng atom.

  Ang pagbuo ng isang covalent bond ayon sa Lewis theory

  Ang mekanismo ng pagbuo ng isang covalent bond

  Ang pangunahing tanda ng isang covalent bond ay ang pagkakaroon ng isang karaniwang pares ng elektron na kabilang sa parehong mga atom na konektado sa kemikal, dahil ang pagkakaroon ng dalawang electron sa larangan ng pagkilos ng dalawang nuclei ay mas masiglang mas kanais-nais kaysa sa pagkakaroon ng bawat elektron sa larangan ng sarili nitong nucleus. Ang paglitaw ng isang karaniwang pares ng elektron ng mga bono ay maaaring maganap sa pamamagitan ng iba't ibang mekanismo, mas madalas sa pamamagitan ng pagpapalitan, at kung minsan sa pamamagitan ng donor-acceptor.

  Ayon sa prinsipyo ng mekanismo ng palitan para sa pagbuo ng isang covalent bond, ang bawat isa sa mga nakikipag-ugnayan na atom ay nagbibigay ng parehong bilang ng mga electron na may antiparallel spins sa pagbuo ng isang bono. Halimbawa:

  
  Ang pangkalahatang pamamaraan para sa pagbuo ng isang covalent bond: a) sa pamamagitan ng mekanismo ng palitan; b) ayon sa mekanismo ng donor-acceptor

  Ayon sa mekanismo ng donor-acceptor, ang isang dalawang-electron na bono ay lumitaw sa panahon ng pakikipag-ugnayan ng iba't ibang mga particle. Isa sa kanila ay isang donor PERO: ay may hindi nakabahaging pares ng mga electron (iyon ay, isa na kabilang sa isang atom lamang), at ang isa ay isang acceptor AT may bakanteng orbital.

  Ang isang particle na nagbibigay ng dalawang-electron bond (isang hindi nakabahaging pares ng mga electron) ay tinatawag na donor, at isang particle na may libreng orbital na tumatanggap sa pares ng elektron na ito ay tinatawag na acceptor.

  Ang mekanismo ng pagbuo ng isang covalent bond dahil sa isang two-electron cloud ng isang atom at isang bakanteng orbital ng isa pa ay tinatawag na donor-acceptor mechanism.

  Ang donor-acceptor bond ay kung hindi man ay tinatawag na semipolar, dahil ang isang partial effective positive charge δ+ ay lumalabas sa donor atom (dahil sa katotohanan na ang hindi nahahati na pares ng mga electron nito ay lumihis mula dito), at sa acceptor atom ay isang partial effective na negatibong charge δ - (dahil sa katotohanan na mayroong pagbabago sa direksyon nito ng hindi nahahati na pares ng elektron ng donor).

  Ang isang halimbawa ng isang simpleng donor ng pares ng elektron ay ang H ion. — , na mayroong hindi nakabahaging pares ng electron. Bilang resulta ng pagdaragdag ng isang negatibong hydride ion sa isang molekula na ang gitnang atom ay may libreng orbital (ipinahiwatig bilang isang walang laman na quantum cell sa diagram), halimbawa, ВН 3 , nabuo ang isang kumplikadong complex ion ВН 4. — na may negatibong singil (N — + VN 3 ⟶⟶ [VN 4] -):

  

  Ang electron pair acceptor ay isang hydrogen ion, o simpleng proton H +. Ang attachment nito sa isang molekula na ang gitnang atom ay may hindi nakabahaging pares ng elektron, halimbawa, sa NH 3, ay humahantong din sa pagbuo ng isang kumplikadong ion NH 4 +, ngunit may positibong singil:

  

  Paraan ng Valence bond

  Una quantum mechanical theory ng covalent bond ay nilikha ni Heitler at London (noong 1927) upang ilarawan ang molekula ng hydrogen, at pagkatapos ay inilapat ni Pauling sa mga polyatomic molecule. Ang teoryang ito ay tinatawag na paraan ng valence bond, ang mga pangunahing punto kung saan ay maaaring ibuod tulad ng sumusunod:

  • ang bawat pares ng mga atomo sa isang molekula ay pinagsasama-sama ng isa o higit pang magkabahaging mga pares ng elektron, na ang mga orbital ng elektron ng mga nag-uugnay na mga atomo ay magkakapatong;
  • Ang lakas ng bono ay nakasalalay sa antas ng overlap ng mga orbital ng elektron;
  • ang kondisyon para sa pagbuo ng isang covalent bond ay ang antidirection ng electron spins; dahil dito, ang isang pangkalahatang electron orbital ay bumangon na may pinakamataas na density ng elektron sa internuclear space, na tinitiyak ang pagkahumaling ng positibong sisingilin na nuclei sa isa't isa at sinamahan ng pagbawas sa kabuuang enerhiya ng system.

  Hybridization ng atomic orbitals

  Sa kabila ng katotohanan na ang mga electron ng s-, p- o d-orbitals, na may iba't ibang hugis at iba't ibang oryentasyon sa espasyo, ay lumalahok sa pagbuo ng mga covalent bond, sa maraming mga compound ang mga bono na ito ay katumbas. Upang ipaliwanag ang hindi pangkaraniwang bagay na ito, ang konsepto ng "hybridization" ay ipinakilala.

  Ang hybridization ay ang proseso ng paghahalo at pag-align ng mga orbital sa hugis at enerhiya, kung saan ang mga densidad ng elektron ng mga orbital na may katulad na enerhiya ay muling ipinamamahagi, bilang isang resulta kung saan sila ay naging katumbas.

  Ang mga pangunahing probisyon ng teorya ng hybridization:

  1. Sa panahon ng hybridization, ang paunang hugis at mga orbital ay nagbabago sa isa't isa, habang ang mga bago, hybridized na orbital ay nabuo, ngunit may parehong enerhiya at parehong hugis, na kahawig ng isang hindi regular na figure na walo.
  2. Ang bilang ng mga hybridized na orbital ay katumbas ng bilang ng mga output orbital na kasangkot sa hybridization.
  3. Ang mga orbital na may magkatulad na enerhiya (s- at p-orbital ng panlabas na antas ng enerhiya at d-orbital ng panlabas o paunang antas) ay maaaring lumahok sa hybridization.
  4. Ang mga hybrid na orbital ay mas pinahaba sa direksyon ng pagbuo ng mga bono ng kemikal at samakatuwid ay nagbibigay ng mas mahusay na overlap sa mga orbital ng kalapit na atom, bilang isang resulta, ito ay nagiging mas malakas kaysa sa mga indibidwal na non-hybrid na orbital na nabuo dahil sa mga electron.
  5. Dahil sa pagbuo ng mas malakas na mga bono at isang mas simetriko na pamamahagi ng densidad ng elektron sa molekula, ang isang pakinabang ng enerhiya ay nakuha, na higit pa sa compensates para sa pagkonsumo ng enerhiya na kinakailangan para sa proseso ng hybridization.
  6. Ang mga hybrid na orbital ay dapat na nakatuon sa espasyo sa paraang matiyak ang pinakamataas na paghihiwalay sa isa't isa; sa kasong ito, ang enerhiya ng pagtanggi ay ang pinakamaliit.
  7. Ang uri ng hybridization ay tinutukoy ng uri at bilang ng mga exit orbital at nagbabago sa laki ng anggulo ng bono, pati na rin ang spatial na pagsasaayos ng mga molekula.
  
  Ang anyo ng hybridized orbitals at valence angles (geometric angles sa pagitan ng mga axes ng symmetry ng mga orbital) depende sa uri ng hybridization: a) sp-hybridization; b) sp 2 hybridization; c) sp 3 hybridization

  Sa panahon ng pagbuo ng mga molekula (o mga indibidwal na fragment ng mga molekula), ang mga sumusunod na uri ng hybridization ay kadalasang nangyayari:

  
  Pangkalahatang pamamaraan ng sp hybridization

  Ang mga bono na nabuo sa partisipasyon ng mga electron ng sp-hybridized orbitals ay inilalagay din sa isang anggulo ng 180 0, na humahantong sa isang linear na hugis ng molekula. Ang ganitong uri ng hybridization ay sinusunod sa mga halides ng mga elemento ng pangalawang pangkat (Be, Zn, Cd, Hg), na ang mga atomo sa valence state ay may hindi magkapares na s- at p-electrons. Ang linear na anyo ay katangian din ng mga molekula ng iba pang mga elemento (0=C=0,HC≡CH), kung saan ang mga bono ay nabuo ng mga sp-hybridized na atom.

  
  Scheme ng sp 2 hybridization ng atomic orbitals at flat triangular na hugis ng molecule, na dahil sa sp 2 hybridization ng atomic orbitals

  Ang ganitong uri ng hybridization ay pinaka-tipikal para sa mga molekula ng p-elemento ng ikatlong pangkat, na ang mga atomo sa isang nasasabik na estado ay may panlabas na elektronikong istraktura ns 1 np 2, kung saan ang n ay ang bilang ng panahon kung saan matatagpuan ang elemento. Kaya, sa mga molekula ng ВF 3, BCl 3, AlF 3 at sa iba ang mga bono ay nabuo dahil sa sp 2 -hybridized orbitals ng gitnang atom.

  
  Scheme ng sp 3 hybridization ng atomic orbitals

  Ang paglalagay ng mga hybridized na orbital ng gitnang atom sa isang anggulo na 109 0 28` ay nagiging sanhi ng tetrahedral na hugis ng mga molekula. Ito ay napaka tipikal para sa mga saturated compound ng tetravalent carbon CH 4 , CCl 4 , C 2 H 6 at iba pang mga alkane. Ang mga halimbawa ng mga compound ng iba pang mga elemento na may istrukturang tetrahedral dahil sa sp 3 hybridization ng valence orbitals ng central atom ay mga ions: BH 4 - , BF 4 - , PO 4 3- , SO 4 2- , FeCl 4 - .

  
  Pangkalahatang pamamaraan ng sp 3d hybridization

  Ang ganitong uri ng hybridization ay kadalasang matatagpuan sa non-metal halides. Ang isang halimbawa ay ang istraktura ng phosphorus chloride PCl 5 , sa panahon ng pagbuo kung saan ang phosphorus atom (P ... 3s 2 3p 3) ay unang napupunta sa isang excited na estado (P ... 3s 1 3p 3 3d 1), at pagkatapos sumasailalim sa s 1 p 3 d-hybridization - limang one-electron orbitals ang nagiging katumbas at nag-orient sa kanilang mga pahabang dulo sa mga sulok ng mental trigonal bipyramid. Tinutukoy nito ang hugis ng molekula ng PCl 5, na nabuo kapag ang limang s 1 p 3 d-hybridized na orbital ay nagsasapawan sa 3p orbital ng limang chlorine atoms.

  1. sp - Hybridization. Kapag ang isang s-i ay pinagsama sa isang p-orbital, dalawang sp-hybridized na orbital ang lumabas, na matatagpuan simetrikal sa isang anggulo ng 180 0 .
  2. sp 2 - Hybridization. Ang kumbinasyon ng isang s- at dalawang p-orbitals ay humahantong sa pagbuo ng sp 2 -hybridized na mga bono na matatagpuan sa isang anggulo ng 120 0, kaya ang molekula ay tumatagal ng anyo ng isang regular na tatsulok.
  3. sp 3 - Hybridization. Ang kumbinasyon ng apat na orbital - isang s- at tatlong p ay humahantong sa sp 3 - hybridization, kung saan ang apat na hybridized na orbital ay simetriko na nakatuon sa espasyo sa apat na vertices ng tetrahedron, iyon ay, sa isang anggulo ng 109 0 28 `.
  4. sp 3 d - Hybridization. Ang kumbinasyon ng isang s-, tatlong p- at isang d-orbital ay nagbibigay ng sp 3 d-hybridization, na tumutukoy sa spatial na oryentasyon ng limang sp 3 d-hybridized na orbital sa mga vertices ng trigonal bipyramid.
  5. Iba pang mga uri ng hybridization. Sa kaso ng sp 3 d 2 hybridization, anim na sp 3 d 2 hybridized orbitals ang nakadirekta patungo sa vertices ng octahedron. Ang oryentasyon ng pitong orbital sa mga vertices ng pentagonal bipyramid ay tumutugma sa sp 3 d 3 hybridization (o minsan sp 3 d 2 f) ng valence orbitals ng gitnang atom ng molekula o complex.

  Ipinapaliwanag ng Atomic Orbital Hybridization Method ang Geometric Structure isang malaking bilang mga molekula, gayunpaman, ayon sa pang-eksperimentong data, ang mga molekula na may bahagyang magkakaibang mga halaga ng mga anggulo ng bono ay mas madalas na sinusunod. Halimbawa, sa mga molekula ng CH 4, NH 3 at H 2 O, ang mga sentral na atomo ay nasa sp 3 hybridized na estado, kaya inaasahan ng isa na ang mga anggulo ng bono sa kanila ay katumbas ng tetrahedral (~ 109.5 0). Nai-eksperimentong itinatag na ang anggulo ng bono sa molekula ng CH 4 ay aktwal na 109.5 0 . Gayunpaman, sa mga molekula ng NH 3 at H 2 O, ang halaga ng anggulo ng bono ay lumilihis mula sa isang tetrahedral: ito ay 107.3 0 sa molekula ng NH 3 at 104.5 0 sa molekula ng H 2 O. Ang ganitong mga paglihis ay ipinaliwanag sa pamamagitan ng pagkakaroon ng isang hindi nahahati na pares ng elektron sa mga atomo ng nitrogen at oxygen. Ang isang two-electron orbital, na naglalaman ng hindi nakabahaging pares ng mga electron, dahil sa tumaas na density nito, ay nagtataboy ng one-electron valence orbital, na humahantong sa pagbaba sa anggulo ng bond. Sa nitrogen atom sa NH 3 molecule, sa apat na sp 3 hybridized na orbital, tatlong one-electron orbital ang bumubuo ng mga bond na may tatlong H atoms, at ang ikaapat na orbital ay naglalaman ng hindi nakabahaging pares ng mga electron.

  Ang isang hindi nakatali na pares ng elektron na sumasakop sa isa sa sp 3 -hybridized na orbital na nakadirekta sa mga vertices ng tetrahedron, na nagtataboy ng isang-electron na orbital, ay nagdudulot ng asymmetric na distribusyon ng densidad ng elektron na nakapalibot sa nitrogen atom, at bilang resulta, pinipiga ang anggulo ng bond. hanggang 107.3 0 . Ang isang katulad na larawan ng pagbaba sa anggulo ng bono mula 109.5 0 hanggang 107 0 bilang resulta ng pagkilos ng hindi nakabahaging pares ng elektron ng N atom ay naobserbahan din sa molekula ng NCl 3.

  
  Paglihis ng anggulo ng bono mula sa tetrahedral (109.5 0) sa molekula: a) NH3; b) NCl3

  Ang oxygen atom sa H 2 O molecule ay may apat na sp 3 hybridized orbitals na may dalawang one-electron at dalawang two-electron orbitals. Ang one-electron hybridized orbitals ay nakikilahok sa pagbuo ng dalawang bono na may dalawang H atoms, at ang dalawang dalawang-electron na pares ay nananatiling hindi nahahati, iyon ay, kabilang lamang sa H atom. binabawasan ang anggulo ng bono kumpara sa tetrahedral na isa hanggang 104.5 0 .

  Samakatuwid, ang bilang ng mga hindi nakatali na mga pares ng elektron ng gitnang atom at ang kanilang paglalagay sa mga hybridized na orbital ay nakakaapekto sa geometric na pagsasaayos ng mga molekula.

  Mga katangian ng isang covalent bond

  Ang isang covalent bond ay may isang hanay ng mga partikular na katangian na tumutukoy sa mga partikular na katangian nito, o mga katangian. Ang mga ito, bilang karagdagan sa mga katangian na itinuturing na "enerhiya ng bono" at "haba ng bono", ay kinabibilangan ng: anggulo ng bono, saturation, direktiba, polarity, at mga katulad nito.

  1. Valence anggulo- ito ang anggulo sa pagitan ng mga katabing bond axes (iyon ay, mga conditional na linya na iginuhit sa pamamagitan ng nuclei ng mga atom na konektado sa kemikal sa isang molekula). Ang halaga ng anggulo ng bono ay nakasalalay sa likas na katangian ng mga orbital, ang uri ng hybridization ng gitnang atom, ang impluwensya ng hindi nakabahaging mga pares ng elektron na hindi nakikilahok sa pagbuo ng mga bono.

  2. Saturation. Ang mga atomo ay may kakayahang bumuo ng mga covalent bond, na maaaring mabuo, una, sa pamamagitan ng mekanismo ng palitan dahil sa hindi magkapares na mga electron ng isang hindi nasasabik na atom at dahil sa mga hindi magkapares na mga electron na lumitaw bilang resulta ng paggulo nito, at pangalawa, ng donor. - mekanismo ng pagtanggap. Gayunpaman, ang kabuuang bilang ng mga bono na maaaring mabuo ng isang atom ay limitado.

  Ang saturation ay ang kakayahan ng isang atom ng isang elemento na bumuo ng isang tiyak, limitadong bilang ng mga covalent bond sa iba pang mga atom.

  Kaya, ang pangalawang yugto, na mayroong apat na orbital sa panlabas na antas ng enerhiya (isang s- at tatlong p-), ay bumubuo ng mga bono, na ang bilang ay hindi lalampas sa apat. Ang mga atomo ng mga elemento ng iba pang mga panahon na may malaking bilang ng mga orbital sa panlabas na antas ay maaaring bumuo ng higit pang mga bono.

  3. Oryentasyon. Ayon sa pamamaraan, ang kemikal na bono sa pagitan ng mga atomo ay dahil sa overlap ng mga orbital, na, maliban sa mga s-orbital, ay may isang tiyak na oryentasyon sa espasyo, na humahantong sa direksyon ng covalent bond.

  Ang oryentasyon ng isang covalent bond ay isang pag-aayos ng density ng elektron sa pagitan ng mga atomo, na tinutukoy ng spatial na oryentasyon ng mga valence orbital at tinitiyak ang kanilang pinakamataas na overlap.

  Dahil ang mga elektronikong orbital ay may iba't ibang mga hugis at iba't ibang oryentasyon sa espasyo, ang kanilang magkasanib na pagsasanib ay maaaring maisakatuparan sa iba't ibang paraan. Depende dito, ang σ-, π- at δ-bond ay nakikilala.

  Ang sigma bond (σ bond) ay isang overlap ng mga orbital ng elektron kung saan ang pinakamataas na density ng elektron ay puro sa isang haka-haka na linya na nagkokonekta sa dalawang nuclei.

  Ang isang sigma bond ay maaaring mabuo ng dalawang s electron, isa s at isang p electron, dalawang p electron, o dalawang d electron. Ang nasabing σ-bond ay nailalarawan sa pagkakaroon ng isang rehiyon ng magkakapatong na mga orbital ng elektron, ito ay palaging solong, iyon ay, ito ay nabuo ng isang pares ng elektron lamang.

  

  Ang iba't ibang anyo ng spatial na oryentasyon ng mga "purong" orbital at hybridized na orbital ay hindi palaging nagpapahintulot sa posibilidad ng mga magkakapatong na orbital sa axis ng bono. Ang overlap ng valence orbitals ay maaaring mangyari sa magkabilang panig ng bond axis - ang tinatawag na "side" overlap, na kadalasang nangyayari sa panahon ng pagbuo ng π bonds.

  Ang pi-bond (π-bond) ay ang overlap ng mga orbital ng elektron, kung saan ang pinakamataas na density ng elektron ay nakakonsentra sa magkabilang panig ng linya na nagkokonekta sa nuclei ng mga atomo (i.e., mula sa axis ng bono).

  Ang pi bond ay maaaring mabuo sa pamamagitan ng interaksyon ng dalawang parallel na p orbital, dalawang d orbital, o iba pang kumbinasyon ng mga orbital na ang mga axes ay hindi tumutugma sa bond axis.

  
  Mga scheme para sa pagbuo ng π-bond sa pagitan ng conditional A at B atoms sa lateral overlap ng mga electron orbital

  4. Multiplicity. Ang katangiang ito ay tinutukoy ng bilang ng mga karaniwang pares ng elektron na nagbubuklod sa mga atomo. Ang covalent bond sa multiplicity ay maaaring single (simple), double at triple. Ang isang bono sa pagitan ng dalawang atomo gamit ang isang karaniwang pares ng elektron ay tinatawag na isang solong bono (simple), dalawang pares ng elektron - isang dobleng bono, tatlong pares ng elektron - isang triple bond. Kaya, sa molekula ng hydrogen H 2, ang mga atomo ay konektado sa pamamagitan ng isang solong bono (H-H), sa molekula ng oxygen O 2 - doble (B \u003d O), sa molekula ng nitrogen N 2 - triple (N≡N). Ang partikular na kahalagahan ay ang multiplicity ng mga bono sa mga organic compound - hydrocarbons at ang kanilang mga derivatives: sa ethane C 2 H 6 isang solong bono (C-C) ang nangyayari sa pagitan ng mga C atoms, sa ethylene C 2 H 4 - double (C \u003d C) sa acetylene C 2 H 2 - triple (C ≡ C)(C≡C).

  Ang multiplicity ng bond ay nakakaapekto sa enerhiya: sa pagtaas ng multiplicity, ang lakas nito ay tumataas. Ang pagtaas sa multiplicity ay humahantong sa pagbaba sa internuclear na distansya (haba ng bono) at pagtaas sa nagbubuklod na enerhiya.

  
  Multiplicity ng bonds sa pagitan ng carbon atoms: a) solong σ-bond sa ethane H3C-CH3; b) dobleng σ + π-bond sa ethylene H2C = CH2; c) triple σ+π+π-bond sa acetylene HC≡CH

  5. Polarity at polarizability. Ang densidad ng elektron ng isang covalent bond ay maaaring matatagpuan sa ibang paraan sa internuclear space.

  Ang polarity ay isang pag-aari ng isang covalent bond, na tinutukoy ng lokasyon ng density ng elektron sa internuclear space na may kaugnayan sa mga konektadong atomo.

  Depende sa lokasyon ng density ng elektron sa internuclear space, ang mga polar at non-polar covalent bond ay nakikilala. Ang non-polar bond ay tulad ng isang bono kung saan ang karaniwang electron cloud ay matatagpuan sa simetriko na may paggalang sa nuclei ng mga konektadong atomo at pantay na kabilang sa parehong mga atomo.

  Ang mga molekula na may ganitong uri ng bono ay tinatawag na non-polar o homonuclear (iyon ay, ang mga may kasamang mga atomo ng isang elemento). Ang isang non-polar bond ay lilitaw bilang panuntunan sa homonuclear molecules (H 2, Cl 2, N 2, atbp.) o, mas madalas, sa mga compound na nabuo ng mga atom ng mga elemento na may katulad na mga halaga ng electronegativity, halimbawa, carborundum SiC. Ang isang polar (o heteropolar) na bono ay isang bono kung saan ang karaniwang ulap ng elektron ay walang simetriko at inilipat sa isa sa mga atomo.

  Ang mga molekula na may polar bond ay tinatawag na polar, o heteronuclear. Sa mga molekula na may polar bond, ang pangkalahatang pares ng elektron ay lumilipat patungo sa atom na may mas mataas na electronegativity. Bilang resulta, lumilitaw ang isang tiyak na bahagyang negatibong singil (δ-) sa atom na ito, na tinatawag na epektibo, at ang isang atom na may mas mababang electronegativity ay may bahagyang positibong singil ng parehong magnitude, ngunit kabaligtaran ng tanda (δ+). Halimbawa, nai-eksperimentong itinatag na ang epektibong singil sa hydrogen atom sa hydrogen chloride molecule na HCl ay δH=+0.17, at sa chlorine atom δCl=-0.17 ng absolute electron charge.

  Upang matukoy kung aling direksyon ang densidad ng elektron ng isang polar covalent bond ay lilipat, kinakailangan na ihambing ang mga electron ng parehong mga atomo. Upang mapataas ang electronegativity, ang pinakakaraniwang elemento ng kemikal ay inilalagay sa sumusunod na pagkakasunud-sunod:

  Ang mga polar molecule ay tinatawag dipoles - mga sistema kung saan ang mga sentro ng grabidad ng mga positibong singil ng nuclei at mga negatibong singil ng mga electron ay hindi nagtutugma.

  Ang dipole ay isang sistema na isang koleksyon ng dalawang puntong singil sa kuryente, pantay sa magnitude at kabaligtaran ng tanda, na matatagpuan sa ilang distansya mula sa isa't isa.

  Ang distansya sa pagitan ng mga sentro ng atraksyon ay tinatawag na haba ng dipole at tinutukoy ng titik l. Ang polarity ng isang molecule (o bond) ay quantitatively characterized sa pamamagitan ng dipole moment μ, na sa kaso ng isang diatomic molecule ay katumbas ng produkto ng dipole length at ang electron charge: μ=el.

  Sa mga unit ng SI, ang dipole moment ay sinusukat sa [C × m] (Coulomb meters), ngunit mas madalas ginagamit nila ang off-system unit [D] (debye): 1D = 3.33 10 -30 C × m. Ang halaga ng ang dipole moments ng mga covalent molecule ay nag-iiba sa loob ng 0-4 D, at ionic - 4-11D. Kung mas mahaba ang dipole, mas polar ang molekula.

  Ang magkasanib na ulap ng elektron sa isang molekula ay maaaring ilipat sa pamamagitan ng isang panlabas na larangan ng kuryente, kabilang ang larangan ng isa pang molekula o ion.

  Ang polarizability ay isang pagbabago sa polarity ng isang bono bilang resulta ng pag-aalis ng mga electron na bumubuo ng bono sa ilalim ng pagkilos ng isang panlabas na electric field, kabilang ang force field ng isa pang particle.

  Ang polarizability ng isang molekula ay nakasalalay sa mobility ng mga electron, na kung saan ay mas malakas, mas malaki ang distansya mula sa nuclei. Bilang karagdagan, ang polarizability ay nakasalalay sa direksyon ng electric field at sa kakayahan ng mga ulap ng elektron na mag-deform. Sa ilalim ng pagkilos ng isang panlabas na larangan, ang mga non-polar na molekula ay nagiging polar, at ang mga polar na molekula ay nagiging mas polar, iyon ay, ang isang dipole ay na-induce sa mga molekula, na tinatawag na isang nabawasan o na-induce na dipole.

  
  Scheme ng pagbuo ng isang sapilitan (nabawasang) dipole mula sa isang nonpolar molecule sa ilalim ng pagkilos ng force field ng isang polar particle - isang dipole

  Hindi tulad ng mga constants, ang mga sapilitan na dipoles ay lumitaw lamang sa ilalim ng pagkilos ng isang panlabas na electric field. Ang polariseysyon ay maaaring maging sanhi ng hindi lamang ang polarizability ng bono, kundi pati na rin ang pagkalagot nito, kung saan ang paglipat ng nagbubuklod na pares ng elektron sa isa sa mga atomo ay nangyayari at ang mga negatibo at positibong sisingilin na mga ion ay nabuo.

  Ang polarity at polarizability ng mga covalent bond ay tumutukoy sa reaktibiti ng mga molekula na may paggalang sa mga polar reagents.

  Mga katangian ng mga compound na may covalent bond

  Ang mga sangkap na may covalent bond ay nahahati sa dalawang hindi pantay na grupo: molecular at atomic (o non-molecular), na mas mababa kaysa molekular.

  Ang mga molekular na compound sa ilalim ng normal na mga kondisyon ay maaaring nasa iba't ibang mga estado ng pagsasama-sama: sa anyo ng mga gas (CO 2, NH 3, CH 4, Cl 2, O 2, NH 3), pabagu-bago ng isip na likido (Br 2, H 2 O, C 2 H 5 OH ) o mga solidong crystalline substance, karamihan sa mga ito, kahit na may kaunting pag-init, ay mabilis na natutunaw at madaling mag-sublimate (S 8, P 4, I 2, asukal C 12 H 22 O 11, "dry ice" CO 2).

  Ang mababang pagkatunaw, sublimation, at boiling point ng mga molekular na sangkap ay ipinaliwanag ng napakahina na puwersa ng intermolecular na interaksyon sa mga kristal. Iyon ang dahilan kung bakit ang mga molekular na kristal ay hindi nailalarawan sa pamamagitan ng mataas na lakas, tigas at electrical conductivity (yelo o asukal). Kasabay nito, ang mga sangkap na may mga molekulang polar ay may mas mataas na mga punto ng pagkatunaw at pagkulo kaysa sa mga may mga molekulang hindi polar. Ang ilan sa mga ito ay natutunaw sa o iba pang mga polar solvents. At ang mga sangkap na may mga non-polar molecule, sa kabaligtaran, ay mas mahusay na natutunaw sa mga non-polar solvents (benzene, carbon tetrachloride). Kaya, ang yodo, na ang mga molekula ay non-polar, ay hindi natutunaw sa polar na tubig, ngunit natutunaw sa non-polar CCl 4 at low-polarity na alkohol.

  Ang mga non-molecular (atomic) substance na may covalent bonds (diamond, graphite, silicon Si, quartz SiO 2 , carborundum SiC at iba pa) ay bumubuo ng napakalakas na kristal, maliban sa graphite, na may layered na istraktura. Halimbawa, ang kristal na sala-sala ng brilyante ay isang regular na three-dimensional na balangkas kung saan ang bawat sp 3 hybridized na carbon atom ay konektado sa apat na kalapit na C atom sa pamamagitan ng σ bond. Sa katunayan, ang buong brilyante na kristal ay isang malaki at napakalakas na molekula. Ang mga silikon na kristal na Si, na malawakang ginagamit sa radio electronics at electronic engineering, ay may katulad na istraktura. Kung papalitan natin ang kalahati ng mga C atom sa brilyante ng Si atoms, nang hindi nakakagambala sa istraktura ng frame ng kristal, makakakuha tayo ng isang kristal ng carborundum - silicon carbide SiC - isang napakatigas na sangkap na ginamit bilang isang nakasasakit na materyal. At kung ang isang O atom ay ipinasok sa pagitan ng bawat dalawang Si atoms sa kristal na sala-sala ng silikon, pagkatapos ay ang kristal na istraktura ng kuwarts SiO 2 ay nabuo - din ng isang napaka-solid na substansiya, ang iba't ibang mga ito ay ginagamit din bilang isang nakasasakit na materyal.

  Ang mga kristal ng brilyante, silikon, kuwarts at katulad sa istraktura ay mga atomic na kristal, ang mga ito ay napakalaking "supermolecules", kaya ang kanilang mga pormula sa istruktura ay hindi mailarawan nang buo, ngunit bilang isang hiwalay na fragment lamang, halimbawa:

  
  Mga kristal ng brilyante, silikon, kuwarts

  Ang mga nonmolecular (atomic) na kristal, na binubuo ng mga atomo ng isa o dalawang elemento na magkakaugnay ng mga bono ng kemikal, ay nabibilang sa mga refractory substance. Ang mataas na temperatura ng pagkatunaw ay dahil sa pangangailangan na gumastos ng malaking halaga ng enerhiya upang masira ang malakas na mga bono ng kemikal sa panahon ng pagtunaw ng mga atomic na kristal, at hindi mahinang intermolecular na interaksyon, tulad ng sa kaso ng mga molekular na sangkap. Para sa parehong dahilan, maraming mga atomic na kristal ay hindi natutunaw kapag pinainit, ngunit nabubulok o agad na pumasa sa isang estado ng singaw (sublimation), halimbawa, ang mga graphite sublimes sa 3700 o C.

  Ang mga non-molecular substance na may covalent bond ay hindi matutunaw sa tubig at iba pang solvents, karamihan sa kanila ay hindi nagsasagawa ng electric current (maliban sa grapayt, na may electrical conductivity, at semiconductors - silicon, germanium, atbp.).