Chemische Libration

Die kovalente Bindung ist die Verbindung zwischen zwei Atomen, die zu Nichtmetallen gehören (gleich oder mit einem Unterschied der Elektronegativität - Pauling-Skala - zwischen 0 und 1,7), die ein Elektronenpaar zusammensetzen (genannt "Bindungspaare") in einem externen Orbital, das beide Atome umfasst. Die kovalente Bindung wird durch einen Bindestrich dargestellt, der die beiden verwandten Atome verbindet.

Eine reine kovalente Bindung (oder apolar) ist eine kovalente Bindung, die sich nicht unbedingt zwischen zwei Atomen des gleichen Elements einstellt.

Eine reine kovalente Bindung (oder homopolar oder apolar) ist, wenn der Unterschied in der Elektronegativität zwischen zwei Atomen kleiner oder gleich 0,4 ist.

Da sich die elektronische Cloud symmetrisch verteilt, ist der Bond nicht polarisiert.

Die kovalenten Bindungen, die zwischen zwei Atomen gebildet werden, die sich zwei Elektronenpaare teilen, tragen den Namen "Doppelbindung". Die kovalenten Bindungen, die zwischen zwei Atomen gebildet werden, die drei Elektronenpaare teilen, tragen den Namen "Dreifachbindung".

Um die Anzahl der zwischen zwei Atomen gebildeten kovalenten Bindungen zu ermitteln, muss man den Wert des Atoms der betrachteten Elemente kennen und nachdem man dies herausgefunden hat, wie viele Elektronen nicht stabil sind (Regulierung des Oktetts).

z.B. N=Azoto-V-Gruppe = 5 Valenzelektronen (+ 3 Elektronen zur Vervollständigung des Oktetts)

Die Bindungen zwischen zwei Stickstoffatomen sind eine Dreifachbindung.

Die polare kovalente Bindung wird zwischen zwei Atomen mit elektronegativer Differenz zwischen 0,4 und 1,7 aufgebaut. In diesem Fall werden die Elektronen, die an der Bindung beteiligt sind, mehr vom elektronegativen Atom angezogen, die Bindung wird daher elektrisch polarisiert, das heißt, jedes der an der Bindung beteiligten Atome stellt eine Teilladung dar.

Wenn ein Molekül von sich aus kohäsiv gehalten wird, werden reine kovalente Bindungen oder eine Symmetrie, die die Polaritäten seiner kovalenten Bindungen gegenseitig aufhebt, völlig unpolar sein. Stattdessen ist ein Molekül, das aus zwei Atomen besteht, die durch eine polare kovalente Bindung miteinander verbunden sind, polar (oder elektrischer Dipol); Dies bedeutet im Allgemeinen nicht, dass das Molekül eine elektrische Ladung hat, weil es in seiner Gesamtheit elektrisch neutral ist. Die polare Struktur eines Moleküls kann leicht vorhergesagt werden, wenn es biatomar ist.

Es ist eine bestimmte Art von kovalenter Bindung, die "dativ" genannt wird, da die beiden Elektronen, die an der Bindung beteiligt sind, nur von einem der beiden Atome stammen.

Das Atom, das der Bindung sein "Solo-Paar" "gibt", d.h. Beide angehängten Elektronen, die in einem Orbital vorhanden sind, werden als "Dator" bezeichnet. Der andere, der ein leeres äußeres Orbital (d.h. zwei leere Stellen, die von zwei Elektronen besetzt werden können) oder ihre elektronische Konfiguration neu organisiert, um das Elektronenpaar aufzunehmen (d.h. Bewegen von zwei Elektronen, die auf einem ungeraden Orbital auf einem anderen unebenen Orbital vorhanden sind und effektiv ein Orbital befreien, wird "Adoption" genannt.

Die dative Bindung kann mit einem Pfeil dargestellt werden, vom Spender zum Akzeptor, oder falscher kann es mit einem Doppelstrich angegeben werden.

Einige kovalente Bindungen, genannt "delokalisiert", können drei oder mehr Atome gleichzeitig binden, wie in den Bohrungen und aromatischen Verbindungen.

Die extremste Form der Delokalisierung der kovalenten Bindung liegt in der metallischen Bindung. Nach diesem Modell kann ein Metall als kristallines Retikel positiver Ionen dargestellt werden, das durch eine Wolke gemeinsamer Elektronen zusammengehalten wird, die sich auf das gesamte Gitter (Meer di Fermi) erstreckt; da solche Elektronen nicht mit einem bestimmten Atom verbunden sind, sind sie extrem beweglich; Diese Mobilität ist für die hohe elektrische Leitfähigkeit von Metallen verantwortlich.

Die ionische Bindung ist eine Bindung zwischen Ionen mit einer entgegengesetzten Vorzeichenladung. Diese Ionen werden durch Atome mit elektronegativer Differenz (ΔE) gebildet._Nein) höher als die konventionelle Grenze von 1,7 - 1,9: unter diesen Bedingungen, das elektronegativere Atom (daher gekennzeichnet durch eine hohe Ionisationsenergie und hohe elektronische Affinität, daher mehr ausgesetzt, um ein Elektron an sich zu ziehen) beraubt das andere weniger elektronegative Atom (gekennzeichnet durch eine niedrige Ionisationsenergie und eine fast fehlende elektronische Affinität, daher mit einer geringeren Möglichkeit, ein Elektron an sich zu ziehen) eines Elektrons; Das erste Atom wird ein negativ geladenes Ion (negatives Ion), das zweite ein positiv geladenes Ion (positives Ion).

Diese Bindung ist rein elektrostatischer Natur; die Anordnung von Atomen im Raum hat nicht die Direktionalität der kovalenten Bindung: Das elektrische Feld, das von jedem Ion erzeugt wird, breitet sich symmetrisch in den Raum um es herum aus.

Der ΔE_Nein ist in Bezug auf den Polaritätsgrad einer Verbindung, dies bedeutet, dass je größer der ΔE_Neindesto größer ist der Grad der Polarität. Daraus folgt, dass die Polarität in ionischen Verbindungen sehr hoch ist, da ein oder mehrere Elektronen auf das elektronegativere Atom übertragen werden.

Es ist die einfachste Art von chemischer Bindung, sowohl aus konzeptioneller Sicht als auch aus der analytischen Beschreibung, die nach klassischen Gesetzen der Elektrostatik interpretierbar ist.

Solche Verbindungen brechen während des Solvatationsprozesses.