Verre van de laatste rol op het chemische niveau van de organisatie van de wereld wordt gespeeld door de methode van verbinding van structurele deeltjes, onderlinge verbinding. De overgrote meerderheid van eenvoudige stoffen, namelijk niet-metalen, heeft een covalente niet-polaire binding, met uitzondering van inerte gassen. Metalen in hun pure vorm hebben een speciale manier van binding, die wordt gerealiseerd door de socialisatie van vrije elektronen in het kristalrooster.
Alle complexe stoffen (behalve sommige organische) hebben covalente polaire chemische bindingen. De typen en voorbeelden van deze verbindingen zullen hieronder worden besproken. In de tussentijd is het nodig om uit te zoeken welke eigenschap van het atoom de polarisatie van de binding beïnvloedt.
Elektronegativiteit
Atomen, of liever hun kernen (die, zoals we weten, positief geladen zijn), hebben het vermogen om elektronendichtheid aan te trekken en vast te houden, met name tijdens de vorming van een chemische binding. Deze eigenschap werd elektronegativiteit genoemd. In het periodiek systeem groeit de waarde ervan in perioden en hoofdsubgroepen van elementen. De waarde van elektronegativiteit is niet altijd constant en kan veranderen, bijvoorbeeld bij het veranderen van het type hybridisatie datatomaire orbitalen.
Chemische bindingen, waarvan de typen en voorbeelden hieronder worden aangegeven, of liever, de lokalisatie of gedeeltelijke verplaatsing van deze bindingen naar een van de bindende deelnemers, wordt precies verklaard door de elektronegatieve eigenschap van een of ander element. De verschuiving vindt plaats naar het atoom waarvoor het sterker is.
Covalente niet-polaire binding
De "formule" van een covalente niet-polaire binding is eenvoudig - twee atomen van dezelfde aard verenigen de elektronen van hun valentieschillen tot een gezamenlijk paar. Zo'n paar wordt gedeeld genoemd omdat het in gelijke mate toebehoort aan beide deelnemers aan de binding. Het is dankzij de socialisatie van de elektronendichtheid in de vorm van een elektronenpaar dat de atomen overgaan in een stabielere toestand, aangezien ze hun externe elektronische niveau voltooien, en het "octet" (of "doublet" in het geval van een eenvoudige waterstofsubstantie H2, het heeft een enkele s-orbitaal, waarvoor twee elektronen nodig zijn om te voltooien) is de toestand van het buitenste niveau waarnaar alle atomen streven, aangezien de vulling ervan overeenkomt met de staat met de minimale energie.
Een voorbeeld van een niet-polaire covalente binding bestaat in de anorganische en, hoe vreemd het ook mag klinken, maar ook in de organische chemie. Dit type binding is inherent aan alle eenvoudige stoffen - niet-metalen, behalve edelgassen, aangezien het valentieniveau van een inert gasatoom al is voltooid en een octet van elektronen heeft, wat betekent dat binding met een soortgelijke niet maakt zin voor en is nog minder energetisch gunstig. In organische stoffen komt niet-polariteit voor in individuele moleculeneen bepaalde structuur en is voorwaardelijk.
Covalente polaire binding
Een voorbeeld van een niet-polaire covalente binding is beperkt tot enkele moleculen van een eenvoudige stof, terwijl dipoolverbindingen waarin de elektronendichtheid gedeeltelijk is verschoven naar een meer elektronegatief element de overgrote meerderheid vormen. Elke combinatie van atomen met verschillende elektronegativiteitswaarden geeft een polaire binding. In het bijzonder zijn bindingen in organische stoffen covalente polaire bindingen. Soms zijn ionische, anorganische oxiden ook polair, en in zouten en zuren overheerst het ionische type binding.
Als een extreem geval van polaire binding wordt soms het ionische type verbindingen beschouwd. Als de elektronegativiteit van een van de elementen aanzienlijk hoger is dan die van de andere, is het elektronenpaar volledig verschoven van het bindingscentrum naar het. Zo vindt de scheiding in ionen plaats. Degene die een elektronenpaar neemt, verandert in een anion en krijgt een negatieve lading, en degene die een elektron verliest, verandert in een kation en wordt positief.
Voorbeelden van anorganische stoffen met een covalent niet-polair bindingstype
Stoffen met een covalente niet-polaire binding zijn bijvoorbeeld alle binaire gasmoleculen: waterstof (H - H), zuurstof (O=O), stikstof (in het molecuul zijn 2 atomen verbonden door een drievoudige binding (N - N)); vloeistoffen en vaste stoffen: chloor (Cl - Cl), fluor (F - F), broom (Br - Br), jodium (I - I). Evenals complexe stoffen bestaande uit atomen van verschillende elementen, maar met feitelijk hetzelfdeelektronegativiteitswaarde, bijvoorbeeld fosforhydride - pH3.
Organische en niet-polaire binding
Het is duidelijk dat alle organische materie complex is. De vraag rijst, hoe kan er een niet-polaire binding zijn in een complexe stof? Het antwoord is vrij eenvoudig als je een beetje logisch nadenkt. Als de elektronegativiteitswaarden van de gekoppelde elementen onbeduidend verschillen en geen dipoolmoment in de verbinding creëren, kan een dergelijke binding als niet-polair worden beschouwd. Dit is precies de situatie met koolstof en waterstof: alle C-H-bindingen in organische stoffen worden als niet-polair beschouwd.
Een voorbeeld van een niet-polaire covalente binding is een methaanmolecuul, de eenvoudigste organische verbinding. Het bestaat uit één koolstofatoom, dat volgens zijn valentie is verbonden door enkele bindingen met vier waterstofatomen. In feite is het molecuul geen dipool, omdat er geen lokalisatie van ladingen in zit, tot op zekere hoogte vanwege de tetraëdrische structuur. De elektronendichtheid is gelijkmatig verdeeld.
Een voorbeeld van een niet-polaire covalente binding bestaat in complexere organische verbindingen. Het wordt gerealiseerd door mesomere effecten, d.w.z. de opeenvolgende terugtrekking van de elektronendichtheid, die snel vervaagt langs de koolstofketen. Dus in het hexachloorethaanmolecuul is de C-C-binding niet-polair vanwege de uniforme aantrekking van de elektronendichtheid door zes chlooratomen.
Andere soorten links
Naast de covalente binding, die overigens ook kan worden uitgevoerd volgens het donor-acceptormechanisme, zijn er ionische, metallische enwaterstofbruggen. Korte kenmerken van de voorlaatste twee worden hierboven weergegeven.
Waterstofbinding is een intermoleculaire elektrostatische interactie die wordt waargenomen als het molecuul een waterstofatoom heeft en elk ander atoom met ongedeelde elektronenparen. Dit type binding is veel zwakker dan de andere, maar omdat er veel van deze bindingen in de stof kunnen worden gevormd, levert het een belangrijke bijdrage aan de eigenschappen van de verbinding.
