Ковалентна връзка(от латинското "co" заедно и "vales", имащо сила) се извършва поради електронната двойка, принадлежаща на двата атома. Образува се между неметални атоми.

Електроотрицателността на неметалите е доста висока, така че при химично взаимодействиена два неметални атома, пълното прехвърляне на електрони от един към друг (както е в случая) е невъзможно. В този случай е необходимо да се извърши обединяване на електрони.

Като пример, нека обсъдим взаимодействието на водородни и хлорни атоми:

H 1s 1 - един електрон

Cl 1s 2 2s 2 2 стр. 6 3 s 2 3 p5 - седем електрона във външното ниво

На всеки от двата атома му липсва по един електрон, за да има пълен външен електронна обвивка. И всеки от атомите отделя "за общо ползване" един електрон. Така правилото за октет е изпълнено. Най-добрият начин да се представи това е с формулите на Люис:

Образуване на ковалентна връзка

Споделените електрони сега принадлежат и на двата атома. Водородният атом има два електрона (своя собствен и общия електрон на хлорния атом), а хлорният атом има осем електрона (своя собствен плюс общия електрон на водородния атом). Тези два споделени електрона образуват ковалентна връзка между водородните и хлорните атоми. Нарича се частицата, образувана при свързването на два атома молекула.

Неполярна ковалентна връзка

Ковалентна връзка може да се образува между две идентиченатоми. Например:

Тази диаграма обяснява защо водородът и хлорът съществуват като двуатомни молекули. Благодарение на сдвояването и споделянето на два електрона е възможно да се изпълни правилото за октет и за двата атома.

В допълнение към единичните връзки може да се образува двойна или тройна ковалентна връзка, като например в молекулите на кислород O 2 или азот N 2. Азотните атоми имат пет валентни електрона, така че са необходими още три електрона, за да се завърши обвивката. Това се постига чрез споделяне на три двойки електрони, както е показано по-долу:

Ковалентните съединения обикновено са газове, течности или относително ниска точка на топене твърди вещества. Едно от редките изключения е диамантът, който се топи над 3500 °C. Това се обяснява със структурата на диаманта, който е непрекъсната решетка от ковалентно свързани въглеродни атоми, а не колекция от отделни молекули. Всъщност всеки диамантен кристал, независимо от неговия размер, е една огромна молекула.

Ковалентна връзка възниква, когато електроните на два неметални атома се комбинират. Получената структура се нарича молекула.

Полярна ковалентна връзка

В повечето случаи два ковалентно свързани атома имат различенелектроотрицателността и споделените електрони не принадлежат еднакво на два атома. През повечето време те са по-близо до един атом, отколкото до друг. В молекула на хлороводород, например, електроните, които образуват ковалентна връзка, са разположени по-близо до хлорния атом, тъй като неговата електроотрицателност е по-висока от тази на водорода. Въпреки това, разликата в способността за привличане на електрони не е достатъчно голяма, за да се осъществи пълен пренос на електрони от водородния атом към хлорния атом. Следователно връзката между водородните и хлорните атоми може да се разглежда като кръстоска между йонна връзка (пълен пренос на електрони) и неполярна ковалентна връзка (симетрично разположение на двойка електрони между два атома). Частичният заряд на атомите е означен гръцка букваδ. Тази връзка се нарича полярен ковалентен връзка и се казва, че молекулата на хлороводорода е полярна, т.е. има положително зареден край (водороден атом) и отрицателно зареден край (хлорен атом).

Таблицата по-долу изброява основните типове връзки и примери за вещества:

Обменен и донорно-акцепторен механизъм на образуване на ковалентна връзка

1) Обменен механизъм. Всеки атом допринася с един несдвоен електрон към обща електронна двойка.

2) Донорно-акцепторен механизъм. Един атом (донор) осигурява електронна двойка, а другият атом (акцептор) осигурява празна орбитала за тази двойка.

Ориз. 2.1.Образуването на молекули от атоми се придружава от преразпределение на електрони на валентни орбиталии води до печалба в енергия,тъй като енергията на молекулите се оказва по-малка от енергията на невзаимодействащите си атоми. Фигурата показва диаграма на образуването на неполярен ковалент химическа връзкамежду водородните атоми.

§2 Химична връзка

При нормални условия молекулярното състояние е по-стабилно от атомното състояние. (фиг. 2.1). Образуването на молекули от атоми е придружено от преразпределение на електрони във валентни орбитали и води до увеличаване на енергията, тъй като енергията на молекулите е по-малка от енергията на невзаимодействащите атоми(Приложение 3). Силите, които задържат атомите в молекулите, се наричат ​​заедно химическа връзка.

Химическата връзка между атомите се осъществява от валентни електрони и е електрическа по природа . Има четири основни типа химични връзки: ковалентен,йонен,металИ водород.

1 Ковалентна връзка

Химическата връзка, осъществявана от електронни двойки, се нарича атомна или ковалентна . Съединенията с ковалентни връзки се наричат ​​атомни или ковалентни .

При възникване на ковалентна връзка възниква припокриване на електронни облаци от взаимодействащи атоми, придружено от освобождаване на енергия (фиг. 2.1). В този случай между положително заредените атомни ядра се появява облак с повишена плътност на отрицателния заряд. Поради действието на силите на Кулон на привличане между различни заряди, увеличаването на плътността на отрицателния заряд благоприятства сближаването на ядрата.

Ковалентната връзка се образува от несдвоени електрони във външните обвивки на атомите . В този случай се образуват електрони с противоположни спинове електронна двойка(фиг. 2.2), общи за взаимодействащите атоми. Ако между атомите е възникнала една ковалентна връзка (една обща електронна двойка), тогава тя се нарича единична, двойна, двойна и т.н.

Енергията е мярка за силата на химичната връзка. д sv изразходвани за разкъсване на връзката (печалба в енергия при образуване на съединение от отделни атоми). Тази енергия обикновено се измерва на 1 мол. веществаи се изразяват в килоджаули на мол (kJ∙mol –1). Енергията на единична ковалентна връзка е в диапазона 200–2000 kJmol –1.

Ориз. 2.2.Ковалентната връзка е най-много обща формахимическа връзка, възникваща поради споделянето на електронна двойка чрез обменен механизъм (А), когато всеки от взаимодействащите атоми доставя един електрон, или чрез донорно-акцепторен механизъм б), когато електронна двойка се прехвърля за обща употреба от един атом (донор) към друг атом (акцептор).

Ковалентната връзка има свойства насищане и фокус . Наситеността на ковалентната връзка се разбира като способността на атомите да образуват ограничен брой връзки със своите съседи, определени от броя на техните несдвоени валентни електрони. Насочеността на ковалентната връзка отразява факта, че силите, които държат атомите един до друг, са насочени по правата линия, свързваща атомните ядра. Освен това, ковалентната връзка може да бъде полярна или неполярна .

Кога неполярниПри ковалентната връзка електронният облак, образуван от обща двойка електрони, е разпределен в пространството симетрично спрямо ядрата на двата атома. Между атомите се образува неполярна ковалентна връзка прости вещества, например между идентични газови атоми, образуващи двуатомни молекули (O 2, H 2, N 2, Cl 2 и т.н.).

Кога поляренПри ковалентна връзка електронният облак на връзката се измества към един от атомите. Образуването на полярни ковалентни връзки между атомите е характерно за сложните вещества. Пример за това са молекулите на летливи неорганични съединения: HCl, H 2 O, NH 3 и др.

Степента на изместване на общия електронен облак към един от атомите по време на образуването на ковалентна връзка (степен на полярност на връзката ) определя се главно от заряда на атомните ядра и радиуса на взаимодействащите атоми .

Колкото по-голям е зарядът на едно атомно ядро, толкова по-силно то привлича облак от електрони. В същото време, колкото по-голям е радиусът на атома, толкова по-слабо се задържат външните електрони близо до атомното ядро. Комбинираното действие на тези два фактора се изразява в различната способност на различните атоми да „дърпат” облака от ковалентни връзки към себе си.

Способността на атома в молекулата да привлича електрони към себе си се нарича електроотрицателност. . Така електроотрицателността характеризира способността на атома да поляризира ковалентна връзка: колкото по-голяма е електроотрицателността на атома, толкова по-силно е изместен електронният облак на ковалентната връзка към него .

Предложени са редица методи за количествено определяне на електроотрицателността. В този случай най-ясно физическо значение има методът, предложен от американския химик Робърт С. Мъликен, който определя електроотрицателността  на атом като половината от сумата на неговата енергия д делектронен афинитет и енергия д азйонизация на атома:

. (2.1)

Йонизационна енергияАтомът е енергията, която трябва да се изразходва, за да се „откъсне“ електрон от него и да се отстрани на безкрайно разстояние. Йонизационната енергия се определя чрез фотойонизация на атоми или чрез бомбардиране на атоми с електрони, ускорени в електрическо поле. Най-малката стойност на енергията на фотона или електрона, която става достатъчна за йонизиране на атомите, се нарича тяхната йонизационна енергия д аз. Тази енергия обикновено се изразява в електронволтове (eV): 1 eV = 1,610 –19 J.

Атомите са най-склонни да се откажат от външни електрони метали, които съдържат малък брой несдвоени електрони (1, 2 или 3) на външната обвивка. Тези атоми имат най-ниска енергия на йонизация. По този начин величината на йонизационната енергия може да служи като мярка за по-голямата или по-малка „металност“ на даден елемент: колкото по-ниска е йонизационната енергия, толкова по-изразена е металИмотиелемент.

В същата подгрупа на периодичната система от елементи на Д. И. Менделеев, с увеличаване на атомния номер на елемент, неговата йонизационна енергия намалява (Таблица 2.1), което е свързано с увеличаване на атомния радиус (Таблица 1.2) и, следователно с отслабване на връзката външни електронисъс сърцевина. За елементи от същия период йонизационната енергия се увеличава с увеличаване на атомния номер. Това се дължи на намаляване на атомния радиус и увеличаване на ядрения заряд.

Енергия д д, който се освобождава, когато електрон се добави към свободен атом, се нарича електронен афинитет(също изразено в eV). Освобождаването (вместо поглъщането) на енергия, когато зареден електрон се прикрепи към някои неутрални атоми, се обяснява с факта, че най-стабилните атоми в природата са тези със запълнени външни обвивки. Следователно, за тези атоми, в които тези черупки са „малко незапълнени“ (т.е. липсват 1, 2 или 3 електрона преди запълването), е енергийно изгодно да прикрепят електрони към себе си, превръщайки се в отрицателно заредени йони 1. Такива атоми включват например халогенни атоми (Таблица 2.1) - елементи от седмата група (основна подгрупа) на периодичната система на Д. И. Менделеев. Електронният афинитет на металните атоми обикновено е нулев или отрицателен, т.е. За тях е енергийно неизгодно да прикрепят допълнителни електрони; необходима е допълнителна енергия, за да ги задържат вътре в атомите. Електронният афинитет на неметалните атоми винаги е положителен и колкото по-голям е, колкото по-близо до благородния (инертен) газ се намира неметалът периодичната таблица. Това показва увеличение неметални свойствас наближаването на края на периода.

От всичко казано става ясно, че електроотрицателността (2.1) на атомите се увеличава в посока отляво надясно за елементи от всеки период и намалява в посока отгоре надолу за елементи от същата група на Менделеевия период. система. Не е трудно обаче да се разбере, че за да се характеризира степента на полярност на ковалентната връзка между атомите, не е важна абсолютната стойност на електроотрицателността, а съотношението на електроотрицателностите на атомите, образуващи връзката. Ето защо на практика те използват относителните стойности на електроотрицателността(Таблица 2.1), приемайки електроотрицателността на лития за единица.

За характеризиране на полярността на ковалентна химична връзка се използва разликата в относителната електроотрицателност на атомите. Обикновено връзката между атомите А и В се счита за чисто ковалентна, ако |  А – б|0,5.

Ковалентни, йонни и метални са трите основни вида химични връзки.

Нека да научим повече за ковалентна химична връзка. Нека разгледаме механизма на възникването му. Да вземем за пример образуването на водородна молекула:

Сферично симетричен облак, образуван от 1s електрон, заобикаля ядрото на свободен водороден атом. Когато атомите се доближат до определено разстояние, техните орбитали частично се припокриват (виж фигурата), в резултат между центровете на двете ядра се появява молекулярен двуелектронен облак, който има максимална електронна плътност в пространството между ядрата. С увеличаване на плътността на отрицателния заряд се получава силно увеличаване на силите на привличане между молекулярния облак и ядрата.

И така, виждаме, че ковалентна връзка се образува от припокриващи се електронни облаци от атоми, което е придружено от освобождаване на енергия. Ако разстоянието между ядрата на атомите, които се приближават преди докосването, е 0,106 nm, то след припокриването на електронните облаци то ще бъде 0,074 nm. Колкото по-голямо е припокриването на електронните орбитали, толкова по-силна е химическата връзка.

КовалентенНаречен химическа връзка, осъществявана от електронни двойки. Съединенията с ковалентни връзки се наричат хомеополяренили атомен.

Съществуват два вида ковалентни връзки: поляренИ неполярни.

За неполярни При ковалентната връзка електронният облак, образуван от обща двойка електрони, е разпределен симетрично спрямо ядрата на двата атома. Пример за това са двуатомни молекули, които се състоят от един елемент: Cl 2, N 2, H 2, F 2, O 2 и други, електронната двойка в която принадлежи еднакво на двата атома.

На полярния При ковалентна връзка електронният облак се измества към атома с по-висока относителна електроотрицателност. Например молекули на летливи неорганични съединения като H 2 S, HCl, H 2 O и др.

Образуването на молекула HCl може да бъде представено по следния начин:

защото относителната електроотрицателност на хлорния атом (2.83) е по-голяма от тази на водородния атом (2.1), електронната двойка е изместена към хлорния атом.

В допълнение към обменния механизъм на образуване на ковалентна връзка - поради припокриване, има и донор-акцептормеханизма на образуването му. Това е механизъм, при който възниква образуването на ковалентна връзка поради двуелектронния облак на един атом (донор) и свободната орбитала на друг атом (акцептор). Нека разгледаме пример за механизма за образуване на амониев NH 4 + , В молекулата на амоняка азотният атом има двуелектронен облак:

Водородният йон има свободна 1s орбитала, нека означим това като .

По време на образуването на амониевия йон двуелектронният облак от азот става общ за азотните и водородните атоми, което означава, че се превръща в молекулярен електронен облак. Следователно се появява четвърта ковалентна връзка. Можете да си представите процеса на образуване на амоний със следната диаграма:

Зарядът на водородния йон се разпръсква между всички атоми и облакът от два електрона, който принадлежи на азота, се споделя с водорода.

Все още имате въпроси? Не знаете как да си направите домашното?
За да получите помощ от преподавател, регистрирайте се.
Първият урок е безплатен!

уебсайт, при пълно или частично копиране на материал се изисква връзка към източника.

Данните за йонизационната енергия (IE), PEI и състава на стабилни молекули - техните действителни стойности и сравнения - както на свободни атоми, така и на атоми, свързани в молекули, ни позволяват да разберем как атомите образуват молекули чрез механизма на ковалентно свързване.

КОВАЛЕНТНА ВРЪЗКА- (от латинското „co“ заедно и „vales“ със сила) (хомеополярна връзка), химическа връзка между два атома, която възниква, когато електроните, принадлежащи на тези атоми, се споделят. Атомите в молекулите на простите газове са свързани чрез ковалентни връзки. Връзка, в която има една обща двойка електрони, се нарича единична; има и двойни и тройни връзки.

Нека да разгледаме няколко примера, за да видим как можем да използваме нашите правила, за да определим броя на ковалентните химични връзки, които един атом може да образува, ако знаем броя на електроните във външната обвивка на даден атом и заряда на неговото ядро. Зарядът на ядрото и броят на електроните във външната обвивка се определят експериментално и са включени в таблицата на елементите.

Изчисляване на възможния брой ковалентни връзки

Например, нека преброим броя на ковалентните връзки, които могат да образуват натрий ( На),алуминий (Al),фосфор (P),и хлор ( Cl). натрий ( На)и алуминий ( Ал)имат съответно 1 и 3 електрона във външната обвивка и според първото правило (за механизма на образуване на ковалентна връзка се използва един електрон във външната обвивка), те могат да образуват: натрий (На)- 1 и алуминий ( Ал)- 3 ковалентни връзки. След образуването на връзка, броят на електроните във външните обвивки на натрия ( На)и алуминий ( Ал)равни съответно на 2 и 6; т.е. по-малко от максималния брой (8) за тези атоми. Фосфор ( П)и хлор ( Cl)имат съответно 5 и 7 електрона на външната обвивка и според втория от гореспоменатите закони могат да образуват 5 и 7 ковалентни връзки. В съответствие с четвъртия закон, образуването на ковалентна връзка, броят на електроните на външната обвивка на тези атоми се увеличава с 1. Според шестия закон, когато се образува ковалентна връзка, броят на електроните на външната обвивка от свързаните атоми не може да бъде повече от 8. Тоест фосфор ( П)може да образува само 3 връзки (8-5 = 3), докато хлорът ( Cl)може да образува само един (8-7 = 1).

Пример:Въз основа на анализа открихме, че определено вещество се състои от натриеви атоми (На)и хлор ( Cl). Познавайки закономерностите на механизма на образуване на ковалентни връзки, можем да кажем, че натрият ( Na) може да образува само 1 ковалентна връзка. По този начин можем да приемем, че всеки натриев атом ( На)свързан с хлорния атом ( Cl)чрез ковалентна връзка в това вещество и че това вещество е съставено от молекули на атом NaCl. Структурната формула на тази молекула: Na-Cl.Тук тирето (-) означава ковалентна връзка. Електронната формула на тази молекула може да бъде показана, както следва:
. .
Na:Cl:
. .
В съответствие с електронната формула, върху външната обвивка на натриевия атом ( На) V NaClима 2 електрона, а на външната обвивка на хлорния атом ( Cl)има 8 електрона. В тази формула електроните (точките) между натриевите атоми ( На)И хлор (Cl)са свързващи електрони. Тъй като PEI на хлор ( Cl)е равно на 13 eV, а за натрий (На)то е равно на 5,14 eV, свързващата двойка електрони е много по-близо до атома клотколкото на атом Na. Ако енергиите на йонизация на атомите, образуващи молекулата, са много различни, тогава образуваната връзка ще бъде поляренковалентна връзка.

Да разгледаме друг случай. Въз основа на анализа открихме, че определено вещество се състои от алуминиеви атоми ( Ал)и хлорни атоми ( Cl). В алуминий ( Ал)във външната обвивка има 3 електрона; по този начин той може да образува 3 ковалентни химични връзки, докато хлор (Cl), както в предишния случай, може да образува само 1 връзка. Това вещество се представя като AlCl3, а неговата електронна формула може да бъде илюстрирана по следния начин:

Фигура 3.1. Електронна формулаAlCl 3

чиято структурна формула е:
Cl - Al - Cl
кл

Тази електронна формула показва това AlCl3върху външната обвивка на хлорните атоми ( кл) има 8 електрона, докато външната обвивка на алуминиевия атом ( Ал)те са 6. Според механизма на образуване на ковалентна връзка и двата свързващи електрона (по един от всеки атом) отиват към външните обвивки на свързаните атоми.

Множество ковалентни връзки

Атомите, които имат повече от един електрон във външната си обвивка, могат да образуват не една, а няколко ковалентни връзки помежду си. Такива връзки се наричат ​​множествени (по-често кратни) връзки. Примери за такива връзки са връзките на азотните молекули ( н= н) и кислород ( О=О).

Връзката, образувана при свързването на единични атоми, се нарича хомоатомна ковалентна връзка, напрАко атомите са различни, тогава връзката се нарича хетероатомна ковалентна връзка[Гръцките префикси "homo" и "hetero" съответно означават същото и различно].

Нека си представим как всъщност изглежда една молекула със сдвоени атоми. Най-простата молекула със сдвоени атоми е молекулата на водорода.

Рядко химически веществасе състоят от отделни, несвързани атоми на химични елементи. При нормални условия само малък брой газове, наречени благородни газове, имат тази структура: хелий, неон, аргон, криптон, ксенон и радон. Най-често химическите вещества не се състоят от изолирани атоми, а от техните комбинации в различни групи. Такива асоциации на атоми могат да наброяват няколко, стотици, хиляди или дори повече атоми. Силата, която държи тези атоми в такива групи, се нарича химическа връзка.

С други думи, можем да кажем, че химичната връзка е взаимодействие, което осигурява свързването на отделни атоми в по-сложни структури (молекули, йони, радикали, кристали и др.).

Причината за образуването на химична връзка е, че енергията на по-сложните структури е по-малка от общата енергия на отделните атоми, които я образуват.

Така че, по-специално, ако взаимодействието на атомите X и Y произвежда молекула XY, това означава, че вътрешната енергия на молекулите на това вещество е по-ниска от вътрешната енергия на отделните атоми, от които е образувано:

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

Поради тази причина, когато се образуват химични връзки между отделните атоми, се освобождава енергия.

Електроните на външния електронен слой с най-ниска енергия на свързване с ядрото, т.нар валентност. Например в бора това са електрони от 2-ро енергийно ниво - 2 електрона на 2 с-орбитали и 1 по 2 стр-орбитали:

Когато се образува химическа връзка, всеки атом се стреми да получи електронната конфигурация на атомите на благородния газ, т.е. така че във външния му електронен слой има 8 електрона (2 за елементи от първия период). Това явление се нарича октетно правило.

Възможно е атомите да постигнат електронната конфигурация на благороден газ, ако първоначално единични атоми споделят някои от своите валентни електрони с други атоми. В този случай се образуват общи електронни двойки.

В зависимост от степента на споделяне на електрони могат да се разграничат ковалентни, йонни и метални връзки.

Ковалентна връзка

Ковалентните връзки най-често възникват между атомите на неметалните елементи. Ако неметалните атоми, образуващи ковалентна връзка, принадлежат към различни химични елементи, такава връзка се нарича полярна ковалентна връзка. Причината за това име се крие във факта, че атомите на различните елементи също имат различни способности да привличат обща електронна двойка. Очевидно това води до изместване на общата електронна двойка към един от атомите, в резултат на което върху него се образува частичен отрицателен заряд. На свой ред върху другия атом се образува частичен положителен заряд. Например, в молекулата на хлороводорода електронната двойка се измества от водородния атом към хлорния атом:

Примери за вещества с полярни ковалентни връзки:

CCl 4, H 2 S, CO 2, NH 3, SiO 2 и др.

Ковалентен неполярна връзкаобразувани между неметални атоми на същия химичен елемент. Тъй като атомите са идентични, способността им да привличат споделени електрони също е еднаква. В тази връзка не се наблюдава изместване на електронната двойка:

Горният механизъм за образуване на ковалентна връзка, когато и двата атома предоставят електрони за образуване на общи електронни двойки, се нарича обмен.

Съществува и донорно-акцепторен механизъм.

Когато се образува ковалентна връзка чрез донорно-акцепторния механизъм, се образува споделена електронна двойка поради запълнената орбитала на един атом (с два електрона) и празната орбитала на друг атом. Атом, който осигурява несподелена електронна двойка, се нарича донор, а атом със свободна орбитала се нарича акцептор. Атомите, които имат сдвоени електрони, например N, O, P, S, действат като донори на електронни двойки.

Например, според донорно-акцепторния механизъм, образуването на четвъртия ковалентен N-H връзкив амониевия катион NH 4 +:

Освен с полярност, ковалентните връзки се характеризират и с енергия. Енергията на връзката е минималната енергия, необходима за прекъсване на връзката между атомите.

Енергията на свързване намалява с увеличаване на радиусите на свързаните атоми. Начинът, по който знаем атомни радиусиувеличаване на подгрупите, можем например да заключим, че силата на връзката халоген-водород нараства в серията:

здрасти< HBr < HCl < HF

Също така енергията на връзката зависи от нейната множественост - колкото по-голяма е множествеността на връзката, толкова по-голяма е нейната енергия. Множеството на връзките се отнася до броя на споделените електронни двойки между два атома.

Йонна връзка

Йонната връзка може да се разглежда като краен случай на полярна ковалентна връзка. Ако в ковалентно-полярна връзка общата електронна двойка е частично изместена към един от двойката атоми, тогава в йонна връзка тя е почти напълно „дадена“ на един от атомите. Атомът, който е дал електрон(и), придобива положителен заряд и става катион, а атомът, който е отнел електрони от него, придобива отрицателен заряд и става анион.

По този начин йонната връзка е връзка, образувана от електростатичното привличане на катиони към аниони.

Образуването на този вид връзка е характерно за взаимодействието на атомите типични металии типични неметали.

Например, калиев флуорид. Калиевият катион се образува чрез отстраняване на един електрон от неутрален атом, а флуорният йон се образува чрез добавяне на един електрон към флуорния атом:

Между получените йони възниква електростатична сила на привличане, което води до образуването на йонно съединение.

Когато се образува химическа връзка, електроните от натриевия атом преминават към хлорния атом и се образуват противоположно заредени йони, които имат завършено външно енергийно ниво.

Установено е, че електроните от металния атом не се отделят напълно, а само се изместват към хлорния атом, както при ковалентна връзка.

Повечето бинарни съединения, които съдържат метални атоми, са йонни. Например оксиди, халогениди, сулфиди, нитриди.

Йонно свързване възниква и между прости катиони и прости аниони (F −, Cl −, S 2-), както и между прости катиони и сложни аниони (NO 3 −, SO 4 2-, PO 4 3-, OH −). Следователно йонните съединения включват соли и основи (Na 2 SO 4, Cu (NO 3) 2, (NH 4) 2 SO 4), Ca (OH) 2, NaOH)

Метална връзка

Този тип връзка се образува в металите.

Атомите на всички метали имат електрони във външния си електронен слой, които имат ниска енергия на свързване с ядрото на атома. За повечето метали процесът на загуба на външни електрони е енергийно благоприятен.

Поради такова слабо взаимодействие с ядрото, тези електрони в металите са много подвижни и във всеки метален кристал непрекъснато протича следният процес:

М 0 — ne − = M n + ,

където M 0 е неутрален метален атом и M n + катион на същия метал. Фигурата по-долу илюстрира протичащите процеси.

Тоест, електроните „бързат“ през метален кристал, отделят се от един метален атом, образувайки катион от него, присъединявайки се към друг катион, образувайки неутрален атом. Това явление се нарича „електронен вятър“, а събирането на свободни електрони в кристал на неметален атом се нарича „електронен газ“. Този тип взаимодействие между металните атоми се нарича метална връзка.

Водородна връзка

Ако водороден атом в дадено вещество е свързан с елемент с висока електроотрицателност (азот, кислород или флуор), това вещество се характеризира с явление, наречено водородна връзка.

Тъй като водороден атом е свързан с електроотрицателен атом, върху водородния атом се образува частичен положителен заряд, а върху атома на електроотрицателния елемент се образува частичен отрицателен заряд. В това отношение става възможно електростатично привличане между частично положително зареден водороден атом на една молекула и електроотрицателен атом на друга. Например, водородна връзка се наблюдава за водни молекули:

Именно водородната връзка обяснява необичайно високата точка на топене на водата. В допълнение към водата силни водородни връзки се образуват и във вещества като флуороводород, амоняк, кислородсъдържащи киселини, феноли, алкохоли и амини.