Нэгдсэн онолхимийн холбоо байхгүй байна уламжлалт байдлаар ковалент (бүх нийтийн төрлийн бонд), ион (ковалентын бондын онцгой тохиолдол), металл ба устөрөгч гэж хуваагддаг.

Ковалент холбоо

Ковалентын холбоо үүсэх нь солилцоо, донор хүлээн авагч, датив (Льюис) гэсэн гурван механизмаар боломжтой байдаг.

дагуу бодисын солилцооны механизмКовалент холбоо үүсэх нь нийтлэг электрон хосуудыг хуваалцсаны улмаас үүсдэг. Энэ тохиолдолд атом бүр инертийн хийн бүрхүүлийг олж авах хандлагатай байдаг, өөрөөр хэлбэл. дууссан гадаад эрчим хүчний түвшинг олж авах. Солилцооны төрлөөр химийн холбоо үүсэхийг Льюисийн томъёогоор дүрсэлсэн бөгөөд атомын валентийн электрон бүрийг цэгээр дүрсэлсэн (Зураг 1).

Цагаан будаа. 1 Солилцооны механизмаар HCl молекулд ковалент холбоо үүсэх

Атомын бүтэц, квант механикийн онол хөгжихийн хэрээр ковалент холбоо үүсэх нь электрон тойрог замын давхцал хэлбэрээр илэрхийлэгддэг (Зураг 2).

Цагаан будаа. 2. Электрон үүлний давхцлын улмаас ковалент холбоо үүсэх

Атомын орбиталуудын давхцал их байх тусам бонд илүү бат бөх, бондын урт богино, бондын энерги төдий чинээ их байна. Ковалент холбооянз бүрийн тойрог замын давхцалаас болж үүсч болно. s-s, s-p орбиталууд, түүнчлэн d-d, p-p, d-p орбиталууд хажуугийн дэлбэнтэй давхцсаны үр дүнд бонд үүсдэг. 2 атомын цөмийг холбосон шугамд перпендикуляр холбоо үүсдэг. Нэг ба нэг холбоо нь алкен, алкадиен зэрэг органик бодисын шинж чанартай олон (давхар) ковалент холбоо үүсгэх чадвартай. алкин (ацетилен).

Ковалент холбоо үүсэх нь донор-хүлээн авагч механизмАммонийн катионы жишээг харцгаая.

NH 3 + H + = NH 4 +

7 N 1s 2 2s 2 2p 3

Азотын атом нь чөлөөт дан хос электронтой (молекул доторх химийн холбоо үүсэхэд оролцдоггүй электронууд), устөрөгчийн катион нь чөлөөт тойрог замтай тул электрон донор ба хүлээн авагч юм.

Хлорын молекулын жишээн дээр ковалент холбоо үүсэх датив механизмыг авч үзье.

17 Cl 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 5

Хлорын атом нь чөлөөт дан хос электрон ба сул орбиталтай байдаг тул донор ба хүлээн авагчийн шинж чанарыг харуулж чаддаг. Тиймээс хлорын молекул үүсэхэд нэг хлорын атом нь донор, нөгөө нь хүлээн авагчийн үүргийг гүйцэтгэдэг.

Үндсэн ковалент бондын шинж чанарнь: ханалт (атом нь валентийн боломжийнхоо хэрээр олон электроныг өөртөө хавсаргахад ханасан холбоо үүсдэг; хавсарсан электронуудын тоо атомын валентын чадвараас бага байвал ханаагүй холбоо үүсдэг); чиглэл (энэ утга нь молекулын геометр ба "холбооны өнцөг" гэсэн ойлголттой холбоотой - бондын хоорондох өнцөг).

Ионы холбоо

Цэвэр ионы холбоо бүхий нэгдлүүд байдаггүй, гэхдээ энэ нь атомын тогтвортой электрон орчин үүсдэг атомуудын химийн холбоот төлөв гэж ойлгогддог. бүрэн шилжилтилүү электрон сөрөг элементийн атомын нийт электрон нягт. Ионы холбоо нь зөвхөн эсрэг цэнэгтэй ионууд - катион ба анионуудын төлөвт байгаа электрон сөрөг ба цахилгаан эерэг элементүүдийн атомуудын хооронд л боломжтой байдаг.

ТОДОРХОЙЛОЛТ

Ионнь атомд электроныг зайлуулах эсвэл нэмэхэд үүссэн цахилгаан цэнэгтэй бөөмс юм.

Электроныг шилжүүлэхдээ металл болон металл бус атомууд цөмийн эргэн тойронд тогтвортой электрон бүрхүүлийн тохиргоог бий болгох хандлагатай байдаг. Төмөр бус атом нь цөмийн эргэн тойронд дараагийн инертийн хийн бүрхүүлийг үүсгэдэг ба металлын атом нь өмнөх инертийн хийн бүрхүүлийг үүсгэдэг (Зураг 3).

Цагаан будаа. 3. Натрийн хлоридын молекулын жишээг ашиглан ионы холбоо үүсгэх

Үүнд агуулагдах молекулууд цэвэр хэлбэрбайдаг ионы холбоободисын уурын төлөвт олдсон. Ионы холбоо нь маш хүчтэй тул ийм холбоо бүхий бодисууд хайлах температур өндөртэй байдаг. Ковалентын холбооноос ялгаатай нь ионы холбоо нь чиглэл ба ханалтаар тодорхойлогддоггүй, учир нь ионуудын үүсгэсэн цахилгаан орон нь бөмбөрцөг тэгш хэмийн улмаас бүх ионуудад адилхан үйлчилдэг.

Металл холболт

Металлын холбоо нь зөвхөн металлд л үүсдэг - энэ нь металлын атомуудыг нэг торонд хадгалдаг харилцан үйлчлэл юм. Бонд үүсэхэд зөвхөн түүний бүх эзэлхүүнд хамаарах металлын атомуудын валентийн электронууд оролцдог. Металлын хувьд электронууд атомаас байнга салж, металлын бүх массын дагуу хөдөлдөг. Электроноор дутагдсан металлын атомууд эерэг цэнэгтэй ион болж хувирдаг бөгөөд энэ нь хөдөлгөөнт электроныг хүлээн авах хандлагатай байдаг. Энэхүү тасралтгүй үйл явц нь метал дотор бүх металлын атомуудыг нягт холбосон "электрон хий" гэж нэрлэгддэг бодисыг үүсгэдэг (Зураг 4).

Металлын холбоо нь хүчтэй байдаг тул металууд нь өндөр хайлах цэгээр тодорхойлогддог бөгөөд "электрон хий" байгаа нь металлын уян хатан чанар, уян хатан чанарыг өгдөг.

Устөрөгчийн холбоо

Устөрөгчийн холбоо нь тодорхой молекул хоорондын харилцан үйлчлэл юм, учир нь түүний илрэл ба хүч нь хамаарна химийн шинж чанарбодисууд. Энэ нь устөрөгчийн атом нь өндөр цахилгаан сөрөг (O, N, S) атомтай холбогдсон молекулуудын хооронд үүсдэг. Устөрөгчийн холбоо үүсэх нь хоёр шалтгаанаас шалтгаална: нэгдүгээрт, электрон сөрөг атомтай холбоотой устөрөгчийн атом нь электронгүй бөгөөд бусад атомуудын электрон үүлэнд амархан ордог, хоёрдугаарт, валент s-орбиталтай байдаг. устөрөгчийн атом нь электрон сөрөг атомын ганц хос электроныг хүлээн авч, донор-хүлээн авагч механизмаар дамжуулан түүнтэй холбоо үүсгэх чадвартай.

Ковалент холбоо(Латин "co" хамтдаа ба "vales" хүчнээс) нь хоёр атомд хамаарах электрон хосын улмаас хийгддэг. Металл бус атомуудын хооронд үүссэн.

Хоёр металл бус атомын химийн харилцан үйлчлэлийн явцад электроныг нэгээс нөгөөд бүрэн шилжүүлэх боломжгүй (тохиолдолд байгаа шиг) боломжгүй байдаг. Энэ тохиолдолд электрон нэгтгэх ажлыг дуусгах шаардлагатай.

Жишээлбэл, устөрөгч ба хлорын атомуудын харилцан үйлчлэлийн талаар ярилцъя.

H 1s 1 - нэг электрон

Cl 1s 2 2s 2 2 х 6 3 с 2 3 p5 - гадна түвшинд долоон электрон

Электронуудын бүрэн гаднах бүрхүүлтэй байхын тулд хоёр атом тус бүрд нэг электрон дутагдаж байна. Мөн атом бүр нэг электроныг "нийтлэг хэрэглээнд" хуваарилдаг. Тиймээс октетийн дүрэм хангагдсан байна. Үүнийг Льюисийн томъёог ашиглан хамгийн сайн дүрсэлсэн болно:

Ковалентын холбоо үүсэх

Хуваалцсан электронууд одоо хоёр атомд хамаарна. Устөрөгчийн атом нь хоёр электронтой (өөрийн болон хлорын атомын хуваалцсан электрон), хлорын атом нь найман электронтой (өөрийн болон устөрөгчийн атомын хуваалцсан электрон). Эдгээр хоёр электронууд нь устөрөгч ба хлорын атомуудын хооронд ковалент холбоо үүсгэдэг. Хоёр атомын холбооноос үүссэн бөөмийг гэнэ молекул.

Туйл бус ковалент холбоо

Хоёрын хооронд ковалент холбоо үүсч болно адилханатомууд. Жишээ нь:

Энэ диаграмм нь устөрөгч, хлор хоёр атомт молекулууд байдгийг тайлбарладаг. Хоёр электроныг хослуулж, хуваалцсаны ачаар хоёр атомын октет дүрмийг биелүүлэх боломжтой.

Ганц бондоос гадна жишээлбэл хүчилтөрөгч O 2 эсвэл азот N 2 молекулуудад давхар эсвэл гурвалсан ковалент холбоо үүсч болно. Азотын атомууд таван валентийн электронтой тул бүрхүүлийг дуусгахад гурван электрон шаардлагатай. Үүнийг дараах байдлаар гурван хос электрон хуваах замаар олж авна.

Ковалентын нэгдлүүд нь ихэвчлэн хий, шингэн эсвэл харьцангуй бага хайлах цэг юм хатуу бодис. Ховор үл хамаарах зүйлүүдийн нэг бол 3500 хэмээс дээш температурт хайлдаг алмаз юм. Үүнийг бие даасан молекулуудын цуглуулга биш харин ковалентаар холбогдсон нүүрстөрөгчийн атомуудын тасралтгүй сүлжээ болох алмазын бүтцээр тайлбарладаг. Үнэн хэрэгтээ ямар ч очир алмааз болор хэмжээнээс үл хамааран нэг том молекул юм.

Хоёр металл бус атомын электронууд нэгдэх үед ковалент холбоо үүсдэг. Үүссэн бүтцийг молекул гэж нэрлэдэг.

Туйлт ковалент холбоо

Ихэнх тохиолдолд хоёр ковалент холболттой атомууд байдаг өөрэлектрон сөрөг чанар ба хуваалцсан электронууд нь хоёр атомд адилхан хамаарахгүй. Ихэнх тохиолдолд тэд нэг атомаас нөгөө атомаас илүү ойр байдаг. Жишээлбэл, устөрөгчийн хлоридын молекулд ковалент холбоо үүсгэдэг электронууд нь хлорын атомын цахилгаан сөрөг чанар нь устөрөгчийнхээс өндөр байдаг тул түүнд ойр байрладаг. Гэсэн хэдий ч электронуудыг татах чадварын ялгаа нь устөрөгчийн атомаас хлорын атом руу бүрэн электрон шилжихэд хангалттай биш юм. Тиймээс устөрөгч ба хлорын атомуудын хоорондын холбоог ионы холбоо (бүрэн электрон дамжуулалт) ба туйлшгүй ковалент холбоо (хоёр атомын хоорондох хос электронуудын тэгш хэмтэй зохион байгуулалт) хоорондын хөндлөн холбоо гэж үзэж болно. Атомын хэсэгчилсэн цэнэгийг Грекийн δ үсгээр тэмдэглэнэ. Энэ холболтыг нэрлэдэг туйлын ковалент бонд, мөн устөрөгчийн хлоридын молекулыг туйл гэж нэрлэдэг, өөрөөр хэлбэл, эерэг цэнэгтэй төгсгөл (устөрөгчийн атом), сөрөг цэнэгтэй төгсгөл (хлорын атом).

Доорх хүснэгтэд бондын үндсэн төрлүүд болон бодисын жишээг жагсаав.

Ковалент холбоо үүсэх солилцоо ба донор хүлээн авагч механизм

1) Солилцооны механизм. Атом бүр нэг хосгүй электроныг нийтлэг электрон хосод оруулдаг.

2) Донор хүлээн авагч механизм. Нэг атом (донор) электрон хосыг, нөгөө атом нь (хүлээн авагч) нь энэ хосыг хоосон орбиталаар хангадаг.

Үүний ачаар органик бус болон органик бодисын молекулууд үүсдэг. Химийн холбоо нь атомын цөм ба электронуудын үүсгэсэн цахилгаан талбайн харилцан үйлчлэлээр үүсдэг. Тиймээс ковалент химийн холбоо үүсэх нь цахилгаан шинж чанартай холбоотой байдаг.

Холболт гэж юу вэ

Энэ нэр томъёо нь хоёр буюу түүнээс дээш атомын үйл ажиллагааны үр дүнг илэрхийлдэг бөгөөд энэ нь хүчтэй полиатомын систем үүсэхэд хүргэдэг. Химийн холбооны үндсэн төрлүүд нь урвалд орж буй атомуудын энерги буурах үед үүсдэг. Бонд үүсэх явцад атомууд электрон бүрхүүлээ дуусгахыг хичээдэг.

Харилцааны төрлүүд

Химийн хувьд хэд хэдэн төрлийн холбоо байдаг: ион, ковалент, металл. Ковалент химийн холбоо нь туйл ба туйл биш гэсэн хоёр төрөлтэй.

Үүнийг бий болгох механизм нь юу вэ? Ижил цахилгаан сөрөг хүчин чадалтай ижил металл бус атомуудын хооронд ковалент туйлт бус химийн холбоо үүсдэг. Энэ тохиолдолд нийтлэг электрон хосууд үүсдэг.

Туйл бус холбоо

Поляр бус ковалент химийн холбоо бүхий молекулуудын жишээнд галоген, устөрөгч, азот, хүчилтөрөгч орно.

Энэ холбоог анх 1916 онд Америкийн химич Льюис нээсэн. Эхлээд тэр таамаг дэвшүүлсэн бөгөөд туршилтаар батлагдсаны дараа л батлагдсан.

Ковалент химийн холбоо нь цахилгаан сөрөг нөлөөтэй холбоотой. Металл бус металлын хувьд энэ нь өндөр үнэ цэнэтэй байдаг. Атомуудын химийн харилцан үйлчлэлийн явцад электроныг нэг атомаас нөгөөд шилжүүлэх нь үргэлж боломжгүй байдаг тул тэд нэгддэг. Атомуудын хооронд жинхэнэ ковалент химийн холбоо үүсдэг. 8-р анги ердийн сургуулийн сургалтын хөтөлбөрхарилцаа холбооны хэд хэдэн төрлийг нарийвчлан авч үзэх шаардлагатай.

Хэвийн нөхцөлд ийм төрлийн холбоо бүхий бодисууд нь шингэн, хий, түүнчлэн хайлах температур багатай хатуу бодисууд юм.

Ковалентын бондын төрлүүд

-аас илүү дэлгэрэнгүй авч үзье энэ асуудал. Химийн холбоо ямар төрлүүд байдаг вэ? Ковалент холбоо нь солилцооны болон донор хүлээн авагчийн хувилбаруудад байдаг.

Эхний төрөл нь нийтлэг электрон холбоо үүсэхэд атом бүр нэг хосгүй электрон хандивласнаар тодорхойлогддог.

Нийтлэг холбоонд нэгтгэгдсэн электронууд нь эсрэг талын эргэлттэй байх ёстой. Энэ төрлийн ковалент бондын жишээ болгон устөрөгчийг авч үзье. Түүний атомууд ойртох үед тэдгээрийн электрон үүлнүүд бие бие рүүгээ нэвтэрдэг бөгөөд үүнийг шинжлэх ухаанд электрон үүлний давхцал гэж нэрлэдэг. Үүний үр дүнд цөм хоорондын электрон нягт нэмэгдэж, системийн энерги буурдаг.

Хамгийн бага зайд устөрөгчийн цөмүүд бие биенээ түлхэж, тодорхой оновчтой зайг бий болгодог.

Ковалентын бондын донор-хүлээн авагч төрлийн хувьд нэг бөөм нь электронтой бөгөөд үүнийг донор гэж нэрлэдэг. Хоёр дахь бөөмс нь хос электрон байрлах чөлөөт эстэй.

Туйлын молекулууд

Ковалентын туйлын химийн холбоо хэрхэн үүсдэг вэ? Эдгээр нь металл бус атомууд хоорондоо харилцан адилгүй цахилгаан сөрөг байх үед үүсдэг. IN ижил төстэй тохиолдлуудхуваалцсан электронууд нь илүү өндөр цахилгаан сөрөг утгатай атомын ойролцоо байрладаг. Ковалентын туйлын бондын жишээ болгон бид бромидын устөрөгчийн молекулд үүсдэг холбоог авч үзэж болно. Энд ковалент холбоо үүсгэх үүрэгтэй нийтийн электронууд устөрөгчөөс илүү бромтой ойр байдаг. Энэ үзэгдлийн шалтгаан нь бром нь устөрөгчөөс өндөр цахилгаан сөрөг нөлөөтэй байдаг.

Ковалент холбоог тодорхойлох аргууд

Ковалентын туйлын химийн холбоог хэрхэн тодорхойлох вэ? Үүнийг хийхийн тулд та молекулуудын найрлагыг мэдэх хэрэгтэй. Хэрэв энэ нь атом агуулсан бол өөр өөр элементүүд, молекулд туйлын ковалент холбоо байдаг. Поляр бус молекулууд нь нэг химийн элементийн атомуудыг агуулдаг. нэг хэсэг болгон санал болгож буй ажлуудын дунд сургуулийн курсхими, холболтын төрлийг тодорхойлохтой холбоотой зүйлүүд бас байдаг. Энэ төрлийн даалгавруудыг 9-р ангийн химийн хичээлийн эцсийн баталгаажуулалтын даалгавар, 11-р ангийн химийн улсын нэгдсэн шалгалтын шалгалтанд оруулсан болно.

Ионы холбоо

Ковалент ба ионы химийн бондуудын хооронд ямар ялгаа байдаг вэ? Хэрэв ковалент холбоо нь металл бус шинж чанартай бол атомуудын хооронд ионы холбоо үүсдэг. мэдэгдэхүйц ялгаацахилгаан сөрөг нөлөөгөөр. Жишээлбэл, энэ нь PS-ийн үндсэн дэд бүлгүүдийн нэг ба хоёрдугаар бүлгийн элементүүдийн нэгдлүүд (шүлтлэг ба шүлтлэг шороон металлууд) болон үечилсэн системийн үндсэн дэд бүлгийн 6, 7-р бүлгийн элементүүд (халкоген ба галоген) -ийн хувьд ердийн зүйл юм. ).

Энэ нь эсрэг цэнэгтэй ионуудын электростатик таталцлын үр дүнд үүсдэг.

Ионы холболтын онцлог

Эсрэг цэнэгтэй ионуудын хүчний талбарууд бүх чиглэлд жигд тархсан тул тус бүр нь эсрэг тэмдэгтэй бөөмсийг татах чадвартай. Энэ нь ионы бондын чиглэлгүй байдлыг тодорхойлдог.

Эсрэг шинж тэмдэг бүхий хоёр ионы харилцан үйлчлэл нь бие даасан хүчний талбайн бүрэн харилцан нөхөн олговор гэсэн үг биш юм. Энэ нь бусад чиглэлд ионуудыг татах чадварыг хадгалахад тусалдаг тул ионы бондын ханаагүй байдал ажиглагддаг.

Ионы нэгдлүүдийн хувьд ион бүр нь эсрэг талын хэд хэдэн өөр тэмдгийг өөртөө татах чадвартай бөгөөд ион шинж чанартай болор тор үүсгэдэг. Ийм болорт молекул байдаггүй. Ион бүр бодис дотор өөр тэмдгийн тодорхой тооны ионоор хүрээлэгдсэн байдаг.

Металл холболт

Энэ төрөлхимийн холбоо тодорхой байна хувь хүний ​​онцлог. Металууд нь валентын орбиталуудын илүүдэлтэй, электроны дутагдалтай байдаг.

Тус тусад нь атомууд нэгдэх үед тэдгээрийн валентийн орбиталууд давхцдаг бөгөөд энэ нь нэг тойрог замаас нөгөө тойрог руу электронуудын чөлөөт хөдөлгөөнийг хөнгөвчлөх ба бүх металлын атомуудын хооронд холбоо үүсгэдэг. Эдгээр чөлөөт электронууд нь металлын бондын гол шинж чанар юм. Валентийн электронууд талст даяар жигд тархсан байдаг тул энэ нь ханасан, чиглэлтэй байдаггүй. Металд чөлөөт электронууд байгаа нь тэдгээрийн зарим физик шинж чанарыг тайлбарладаг: металлын гялбаа, уян хатан чанар, уян хатан чанар, дулаан дамжуулалт, тунгалаг байдал.

Ковалентын бондын төрөл

Энэ нь устөрөгчийн атом ба цахилгаан сөрөг чанар өндөртэй элементийн хооронд үүсдэг. Молекул доторх болон хоорондын устөрөгчийн холбоо байдаг. Энэ төрлийн ковалент холбоо нь электростатик хүчний үйл ажиллагааны улмаас үүсдэг. Устөрөгчийн атом нь жижиг радиустай бөгөөд энэ нэг электроныг нүүлгэн шилжүүлэх эсвэл өгөх үед устөрөгч нь эерэг ион болж, цахилгаан сөрөг нөлөө ихтэй атомд үйлчилдэг.

Ковалентын бондын онцлог шинж чанаруудын дунд ханалт, чиглэл, туйлшрал, туйлшрал орно. Эдгээр үзүүлэлт бүр нь үүссэн нэгдлийн хувьд тодорхой утгатай байдаг. Жишээлбэл, чиглэлийг молекулын геометрийн хэлбэрээр тодорхойлно.

Ковалент холбоо(атомын холбоо, гомеополяр холбоо) - паравалент электрон үүлний давхцал (нийгэмшил) -ээс үүссэн химийн холбоо. Харилцаа холбоог хангадаг электрон үүл (электрон) гэж нэрлэдэг хуваалцсан электрон хос.

Онцлог шинж чанаруудковалент холбоо - чиглэл, ханалт, туйлшрал, туйлшрал - нэгдлүүдийн химийн болон физик шинж чанарыг тодорхойлдог.

Холболтын чиглэлийг тухайн бодисын молекулын бүтэц, түүний молекулын геометрийн хэлбэрээр тодорхойлно. Хоёр холбоосын хоорондох өнцгийг бондын өнцөг гэж нэрлэдэг.

Ханалт гэдэг нь атомуудын хязгаарлагдмал тооны ковалент холбоо үүсгэх чадвар юм. Атомын үүсгэсэн бондын тоо нь түүний гаднах атомын орбиталуудын тоогоор хязгаарлагддаг.

Бондын туйлшрал нь атомуудын цахилгаан сөрөг байдлын ялгаатай байдлаас шалтгаалан электрон нягтын жигд бус хуваарилалтаас шалтгаална. Үүний үндсэн дээр ковалент холбоог туйл биш ба туйлт (туйлшгүй - хоёр атомт молекул нь ижил атомуудаас бүрддэг (H 2, Cl 2, N 2)) гэж хуваадаг бөгөөд атом бүрийн электрон үүл нь эдгээр атомуудтай харьцуулахад тэгш хэмтэй тархсан байдаг. туйлтай - хоёр атомт молекул нь өөр өөр атомуудаас бүрддэг химийн элементүүд, нийт электрон үүл нь аль нэг атом руу шилжиж, тархалтын тэгш бус байдлыг үүсгэдэг. цахилгаан цэнэгмолекулд, молекулын диполь моментийг үүсгэдэг).

Бондын туйлшрал нь гадны цахилгаан орон, түүний дотор урвалд орж буй өөр бөөмийн нөлөөн дор бондын электронуудын шилжилтээр илэрхийлэгддэг. Туйлшрах чадварыг электрон хөдөлгөөнөөр тодорхойлно. Ковалентын бондын туйлшрал ба туйлшрал нь молекулуудын туйлын урвалж руу чиглэсэн урвалыг тодорхойлдог.

Боловсролын харилцаа холбоо

Ковалентын холбоо нь хоёр атомын хооронд хуваагдсан электрон хосоор үүсдэг бөгөөд эдгээр электронууд нь атом тус бүрээс нэг орбиталь байх ёстой.

A + + B → A: B

Нийгэмшлийн үр дүнд электронууд нь дүүргэсэн энергийн түвшинг бүрдүүлдэг. Хэрэв энэ түвшний нийт энерги нь анхны төлөвөөс бага байвал бонд үүсдэг (мөн энергийн ялгаа нь бондын энергиээс өөр зүйл биш байх болно).

H 2 молекул дахь атомын (ирмэгийн дагуу) ба молекулын (төвд) орбиталуудыг электроноор дүүргэх. Босоо тэнхлэг нь энергийн түвшинтэй тохирч, электронууд нь тэдний эргэлтийг тусгасан сумаар тэмдэглэгдсэн байдаг.

Молекулын тойрог замын онолын дагуу хоёр атомын орбиталын давхцал нь хамгийн энгийн тохиолдолд хоёр молекул орбитал (MO) үүсэхэд хүргэдэг: MO-г холбож байнаТэгээд эсрэг холбох (сулрах) MO. Хуваалцсан электронууд нь доод энергийн холболтын MO дээр байрладаг.

Ковалентын бондын төрлүүд

Үүсэх механизмаараа ялгаатай гурван төрлийн ковалент химийн холбоо байдаг.

1. Энгийн ковалент холбоо. Түүний үүсэхийн тулд атом бүр нэг хосгүй электроноор хангадаг. Энгийн ковалент холбоо үүсэх үед атомуудын албан ёсны цэнэг өөрчлөгдөөгүй хэвээр байна.

· Энгийн ковалент холбоо үүсгэгч атомууд ижил байвал молекул дахь атомуудын жинхэнэ цэнэг нь мөн адил байна, учир нь холбоо үүсгэгч атомууд нэг хос электрон хосыг эзэмшдэг. Энэ холболтыг нэрлэдэг туйлт бус ковалент холбоо. Энгийн бодисууд ийм холболттой байдаг, жишээлбэл: O 2, N 2, Cl 2. Гэхдээ зөвхөн ижил төрлийн металл бусууд нь ковалент үүсгэдэггүй туйлт бус холбоо. Цахилгаан сөрөг чанар нь ижил ач холбогдолтой металл бус элементүүд нь ковалент туйлт бус холбоог үүсгэж болно, жишээлбэл, PH 3 молекулын хувьд устөрөгчийн EO нь фосфорын EO-тэй тэнцүү тул ковалент туйлтгүй холбоо юм.

· Хэрэв атомууд өөр бол атомуудын электрон сөрөг байдлын ялгаагаар хуваалцсан хос электроныг эзэмших зэрэг нь тодорхойлогддог. Илүү их цахилгаан сөрөг хүчинтэй атом нь нэг хос электроныг өөртөө илүү хүчтэй татдаг бөгөөд жинхэнэ цэнэг нь сөрөг болдог. Бага цахилгаан сөрөг хүчин чадалтай атом нь ижил хэмжээтэй эерэг цэнэгийг олж авдаг. Хэрэв хоёр өөр металл бус металлын хооронд нэгдэл үүссэн бол ийм нэгдэл гэж нэрлэгддэг ковалент туйлын холбоо.

2. Донор-хүлээн авагчийн холбоо. Энэ төрлийн ковалент холбоог бий болгохын тулд хоёр электроныг аль нэг атомаар хангадаг. хандивлагч. Бонд үүсэхэд оролцдог атомуудын хоёр дахь нь гэж нэрлэгддэг хүлээн авагч. Үүссэн молекулд донорын албан ёсны цэнэг нэгээр нэмэгдэж, хүлээн авагчийн албан ёсны цэнэг нэгээр буурдаг.

3. Хагас туйлт холболт. Үүнийг туйлын донор-хүлээн авагчийн холбоо гэж үзэж болно. Энэ төрлийн ковалент холбоо нь дан хос электронтой атом (азот, фосфор, хүхэр, галоген гэх мэт) болон хосгүй хоёр электрон (хүчилтөрөгч, хүхэр) бүхий атомын хооронд үүсдэг. Хагас туйлт холбоо үүсэх нь хоёр үе шаттайгаар явагддаг.

1. Ганц хос электронтой атомаас нэг электроныг хосгүй хоёр электронтой атом руу шилжүүлэх. Үүний үр дүнд ганц хос электронтой атом нь радикал катион (хослогдоогүй электронтой эерэг цэнэгтэй бөөм), хоёр хосгүй электронтой атом нь радикал анион (хослогдоогүй электронтой сөрөг цэнэгтэй бөөм) болж хувирдаг. .

2. Хослогдоогүй электронуудыг хуваалцах (энгийн ковалент бондын хувьд).

Хагас туйлт холбоо үүсэхэд дан хос электронтой атом албан цэнэгээ нэгээр, хосгүй хоёр электронтой атом албан цэнэгээ нэгээр бууруулдаг.

σ бонд ба π бонд

Сигма (σ)-, pi (π)-бондууд - молекул дахь ковалент бондын төрлүүдийн ойролцоо тодорхойлолт. янз бүрийн холболтууд, σ-бонд нь атомын цөмүүдийг холбосон тэнхлэгийн дагуу электрон үүлний нягт хамгийн их байдгаараа онцлог юм. -бонд үүсэх үед электрон үүлний хажуугийн давхцал гэж нэрлэгддэг бөгөөд электрон үүлний нягт нь σ-бондын хавтгайгаас "дээд" ба "доор" хамгийн их байна. Жишээлбэл, этилен, ацетилен, бензолыг авч үзье.

Этилен C 2 H 4 молекулд CH 2 = CH 2 давхар холбоо байдаг бөгөөд түүний электрон томъёо: H:C::C:H. Бүх этилен атомын цөмүүд нэг хавтгайд байрладаг. Нүүрстөрөгчийн атом бүрийн гурван электрон үүл нь нэг хавтгайд байгаа бусад атомуудтай гурван ковалент холбоо үүсгэдэг (тэдгээрийн хоорондох өнцөг нь ойролцоогоор 120 °). Нүүрстөрөгчийн атомын дөрөв дэх валентийн электроны үүл нь молекулын хавтгайн дээр ба доор байрладаг. Нүүрстөрөгчийн атомын ийм электрон үүл нь молекулын хавтгайн дээр ба доор хэсэгчлэн давхцаж, нүүрстөрөгчийн атомуудын хооронд хоёр дахь холбоо үүсгэдэг. Нүүрстөрөгчийн атомуудын хоорондох эхний, илүү хүчтэй ковалент холбоог σ бонд гэж нэрлэдэг; хоёр дахь, бага хүчтэй ковалент холбоог -бонд гэж нэрлэдэг.

Шугаман ацетилений молекулд

N-S≡S-N (N: S::: S: N)

Нүүрстөрөгч ба устөрөгчийн атомуудын хооронд σ холбоо, хоёр нүүрстөрөгчийн атомын хооронд нэг σ холбоо, ижил нүүрстөрөгчийн атомын хооронд хоёр σ холбоо байдаг. Хоёр -бонд нь харилцан перпендикуляр хоёр хавтгайд σ-бондын үйл ажиллагааны хүрээний дээр байрладаг.

Бензолын циклик молекул C 6 H 6-ийн бүх зургаан нүүрстөрөгчийн атомууд нэг хавтгайд байрладаг. Цагирагийн хавтгай дахь нүүрстөрөгчийн атомуудын хооронд σ холбоо байдаг; Нүүрстөрөгчийн атом бүр устөрөгчийн атомуудтай ижил холбоотой байдаг. Нүүрстөрөгчийн атомууд эдгээр холбоог бий болгохын тулд гурван электрон зарцуулдаг. Найман хэлбэртэй нүүрстөрөгчийн атомын дөрөв дэх валентын электронуудын үүлнүүд нь бензолын молекулын хавтгайд перпендикуляр байрладаг. Ийм үүл бүр нь хөрш зэргэлдээх нүүрстөрөгчийн атомын электрон үүлтэй ижилхэн давхцдаг. Бензолын молекулд гурван тусдаа холбоо биш, харин нэг холбоо үүсдэг - электрон систембүх нүүрстөрөгчийн атомуудад нийтлэг зургаан электроны . Бензолын молекул дахь нүүрстөрөгчийн атомуудын хоорондын холбоо яг ижил байна.

Ковалентын холбоо бүхий бодисын жишээ

Энгийн ковалент холбоо нь энгийн хий (H 2, Cl 2 гэх мэт) ба нэгдлүүдийн (H 2 O, NH 3, CH 4, CO 2, HCl гэх мэт) молекул дахь атомуудыг холбодог. Донор-хүлээн авагчийн холбоо бүхий нэгдлүүд - аммонийн NH 4 +, тетрафтороборат анион BF 4 - гэх мэт хагас туйлт холбоо бүхий нэгдлүүд - азотын исэл N 2 O, O - -PCl 3 +.

Ковалентын холбоо бүхий талстууд нь диэлектрик эсвэл хагас дамжуулагч юм. Ердийн жишээнүүдатомын талстууд (ковалентын (атом) бондоор холбогдсон атомууд нь алмаз, германий, цахиур байж болно.

Цорын ганц танигдсан хүнМеталл ба нүүрстөрөгчийн хоорондох ковалент холболтын жишээ бүхий бодис бол витамин В12 гэгддэг цианокобаламин юм.

Ионы холбоо- электрон сөрөг чанарын их зөрүүтэй атомуудын хооронд үүссэн маш хүчтэй химийн холбоо бөгөөд энэ нь нийтлэг электрон хос нь илүү их цахилгаан сөрөг хүчин чадалтай атом руу бүрэн шилждэг . Жишээ нь CsF нэгдэл бөгөөд "ионы зэрэг" нь 97% байна. Жишээ болгон натрийн хлорид NaCl-ийг ашиглан үүсэх аргыг авч үзье. Натри ба хлорын атомын электрон тохиргоог дараах байдлаар илэрхийлж болно: 11 Na 1s2 2s2 2p 6 3s1; 17 Cl 1s2 2s2 2p6 3s2 3р5. Эдгээр нь бүрэн бус энергийн түвшинтэй атомууд юм. Мэдээжийн хэрэг, тэдгээрийг дуусгахын тулд натрийн атом нэг электроноо өгөх нь долоо, хлорын атом нэг электрон авах нь долоо өгөхөөс илүү хялбар байдаг. Химийн харилцан үйлчлэлийн үед натрийн атом нь нэг электроноос бүрэн татгалзаж, хлорын атом үүнийг хүлээн авдаг. Схемийн хувьд үүнийг дараах байдлаар бичиж болно: Na. - l e -> Na+ натрийн ион, хоёр дахь улмаас тогтвортой найман электрон 1s2 2s2 2p6 бүрхүүл эрчим хүчний түвшин. :Cl + 1е --> .Cl - хлорын ион, тогтвортой найман электрон бүрхүүл. Na+ ба Cl- ионуудын хооронд электростатик таталцлын хүч үүсч, улмаар нэгдэл үүснэ. Ионы холбоо нь туйлын ковалент бондын туйлшралын онцгой тохиолдол юм. Ердийн металл ба металл бус хоёрын хооронд үүссэн. Энэ тохиолдолд металаас электронууд металл бус руу бүрэн шилждэг. Ионууд үүсдэг.

Хэрэв электрон сөрөг чанарын маш их зөрүүтэй атомуудын хооронд химийн холбоо үүссэн бол (Полингын дагуу EO > 1.7) нийтлэг электрон хос нь илүү өндөр ЭО-той атом руу бүрэн шилждэг. Үүний үр дүнд эсрэг цэнэгтэй ионуудын нэгдэл үүсдэг.

Үүссэн ионуудын хооронд электростатик таталцал үүсдэг бөгөөд үүнийг ионы холбоо гэж нэрлэдэг. Өөрөөр хэлбэл, энэ дүр төрх тохиромжтой. Үнэн хэрэгтээ, атомуудын хоорондох ионы холбоо нь хаана ч, эсвэл бараг хаана ч явагддаггүй, үнэндээ бонд нь хэсэгчлэн ион, хэсэгчлэн ковалент шинж чанартай байдаг. Үүний зэрэгцээ нарийн төвөгтэй молекулын ионуудын холболтыг ихэвчлэн цэвэр ион гэж үзэж болно. Ионы холбоо болон бусад төрлийн химийн бондын хоорондох хамгийн чухал ялгаа нь чиглэлгүй байдал, ханалтгүй байдал юм. Ийм учраас ионы бондын улмаас үүссэн талстууд нь харгалзах ионуудын янз бүрийн нягт савлагаа руу таталцдаг.

Онцлог шинж чанаруудИйм нэгдлүүд нь туйлын уусгагчид (ус, хүчил гэх мэт) сайн уусдаг. Энэ нь молекулын цэнэгтэй хэсгүүдийн улмаас үүсдэг. Энэ тохиолдолд уусгагч диполууд молекулын цэнэгтэй төгсгөлд татагддаг бөгөөд үүний үр дүнд Брауны хөдөлгөөн, Бодисын молекулыг хэсэг хэсгээр нь "хугалж", эргэн тойрон хүрээлж, дахин холбогдохоос сэргийлнэ. Үр дүн нь уусгагч диполоор хүрээлэгдсэн ионууд юм.

Ийм нэгдлүүдийг уусгахад ихэвчлэн энерги ялгардаг, учир нь үүссэн уусгагч-ионы бондын нийт энерги нь анион-катоны бондын энергиээс их байдаг. Үл хамаарах зүйл нь олон давс агуулдаг азотын хүчил(нитратууд), ууссан үед дулааныг шингээдэг (уусмал хөргөнө). Сүүлийн баримтфизик химид авч үздэг хуулиудын үндсэн дээр тайлбарлав.

Цагаан будаа. 2.1.Атомоос молекул үүсэх нь дагалддаг валентын орбиталуудын электронуудын дахин хуваарилалтболон хүргэдэг эрчим хүч олж авах,Учир нь молекулуудын энерги нь харилцан үйлчлэлцдэггүй атомуудын энергиээс бага болж хувирдаг. Зураг дээр устөрөгчийн атомуудын хооронд туйлшралгүй ковалент химийн холбоо үүсэх диаграммыг үзүүлэв.

§2 Химийн холбоо

Хэвийн нөхцөлд молекулын төлөв нь атомын төлөвөөс илүү тогтвортой байдаг (Зураг 2.1). Атомоос молекул үүсэх нь валентын тойрог замд электронуудын дахин хуваарилалт дагалдаж, энерги нэмэгдэхэд хүргэдэг, учир нь молекулуудын энерги нь харилцан үйлчлэлцдэггүй атомуудын энергиэс бага байдаг.(Хавсралт 3). Молекул дахь атомуудыг барьж буй хүчийг хамтдаа нэрлэдэг химийн холбоо.

Атомуудын хоорондох химийн холбоо нь валентын электронуудаар явагддаг бөгөөд цахилгаан шинж чанартай байдаг . Химийн бондын дөрвөн үндсэн төрөл байдаг. ковалент,ион,металлТэгээд устөрөгч.

1 ковалент холбоо

Электрон хосоор явагддаг химийн холбоог атом эсвэл ковалент гэж нэрлэдэг . Ковалентын холбоо бүхий нэгдлүүдийг атом эсвэл ковалент гэж нэрлэдэг .

Ковалентын холбоо үүсэх үед харилцан үйлчлэгч атомуудын электрон үүлний давхцал үүсч, энерги ялгардаг (Зураг 2.1). Энэ тохиолдолд эерэг цэнэгтэй атомын цөмийн хооронд сөрөг цэнэгийн нягтрал ихтэй үүл гарч ирнэ. Кулоны хүчний үйлчлэлээс ялгаатай цэнэгүүдийн хоорондох таталцлын хүчний нөлөөгөөр сөрөг цэнэгийн нягтын өсөлт нь цөмүүдийг нэгтгэхэд тусалдаг.

Ковалент холбоо нь атомын гаднах бүрхүүлийн хосгүй электронуудаар үүсдэг . Энэ тохиолдолд эсрэг талын спинтэй электронууд үүсдэг электрон хос(Зураг 2.2), харилцан үйлчлэлцдэг атомуудад нийтлэг байдаг. Хэрэв атомуудын хооронд нэг ковалент холбоо (нэг нийтлэг электрон хос) үүссэн бол түүнийг дан, давхар, давхар гэх мэт гэж нэрлэдэг.

Эрчим хүч нь химийн бондын бат бөх байдлын хэмжүүр юм. Э sv бондыг таслахад зарцуулсан (бие даасан атомуудаас нэгдэл үүсгэх үед энерги нэмэгдэх). Энэ энергийг ихэвчлэн 1 моль тутамд хэмждэг. бодисуудба моль тутамд киложоуль (кЖ∙моль –1)-ээр илэрхийлэгдэнэ. Нэг ковалент бондын энерги нь 200–2000 кЖмоль –1-ийн мужид оршдог.

Цагаан будаа. 2.2.Хамгийн их нь ковалент холбоо юм ерөнхий үзэлсолилцооны механизмаар дамжуулан электрон хосыг хуваалцсаны улмаас үүссэн химийн холбоо (А), харилцан үйлчлэлцэж буй атом бүр нэг электроныг нийлүүлэх үед буюу донор хүлээн авагч механизмаар дамжуулан (б), электрон хосыг нийтлэг хэрэглээнд зориулж нэг атом (донор) өөр атом руу (хүлээн авагч) шилжүүлэх үед.

Ковалент холбоо нь шинж чанартай байдаг ханасан байдал ба анхаарлаа төвлөрүүл . Ковалентын бондын ханалт гэдэг нь атомуудын хөршүүдтэйгээ хосгүй валентын электронуудын тоогоор тодорхойлогддог хязгаарлагдмал тооны холбоо үүсгэх чадварыг ойлгодог. Ковалентын бондын чиглэл нь атомуудыг бие биедээ ойртуулах хүч нь атомын цөмүүдийг холбосон шулуун шугамын дагуу чиглэгдэж байгааг харуулдаг. Үүнээс гадна, ковалент холбоо нь туйл ба туйлтгүй байж болно .

тохиолдолд туйлшралгүйКовалентын холбоонд нийтлэг хос электроноос үүссэн электрон үүл нь хоёр атомын цөмтэй харьцангуй тэгш хэмтэй орон зайд тархдаг. Энгийн бодисын атомуудын хооронд, жишээлбэл, хоёр атомт молекул үүсгэдэг хийн ижил атомуудын хооронд (O 2, H 2, N 2, Cl 2 гэх мэт) туйлт бус ковалент холбоо үүсдэг.

тохиолдолд туйлКовалентын холбоонд электрон үүл нь атомуудын аль нэг рүү шилждэг. Атомуудын хооронд туйлын ковалент холбоо үүсэх нь нарийн төвөгтэй бодисын онцлог шинж юм. Жишээлбэл, дэгдэмхий органик бус нэгдлүүдийн молекулууд: HCl, H 2 O, NH 3 гэх мэт.

Ковалентын холбоо үүсэх үед нийт электрон үүлний аль нэг атом руу шилжих зэрэг (бондын туйлшралын зэрэг ) гол төлөв атомын цөмийн цэнэг ба харилцан үйлчлэгч атомуудын радиусаар тодорхойлогддог .

Атомын цөмийн цэнэг их байх тусам электрон үүлсийг илүү хүчтэй татдаг. Үүний зэрэгцээ атомын радиус том байх тусам атомын цөмийн ойролцоо гаднах электронууд сул байдаг. Эдгээр хоёр хүчин зүйлийн нийлмэл нөлөө нь өөр өөр атомуудын ковалент холболтын үүлийг өөрсөд рүүгээ "татах" чадвараар илэрхийлэгддэг.

Молекул дахь атомын электронуудыг өөртөө татах чадварыг электрон сөрөг чанар гэж нэрлэдэг. . Тиймээс электрон сөрөг чанар нь атомын ковалент холбоог туйлшруулах чадварыг тодорхойлдог. Атомын электрон сөрөг чанар их байх тусам ковалент бондын электрон үүл түүн рүү илүү хүчтэй шилждэг. .

Цахилгаан сөрөг чанарыг тодорхойлох хэд хэдэн аргыг санал болгосон. Энэ тохиолдолд хамгийн тодорхой физик утга нь электрон сөрөг чанарыг тодорхойлсон Америкийн химич Роберт С.Мулликений санал болгосон арга юм.  атомын энергийн нийлбэрийн тал хувьтай тэнцэнэ Э дэлектроны хамаарал ба энерги Э биатомын иончлол:

. (2.1)

Ионжуулалтын энергиАтом гэдэг нь электроныг түүнээс "урагдуулах" болон түүнийг хязгааргүй зайд зайлуулахын тулд зарцуулах ёстой энерги юм. Иончлолын энергийг атомын фотоионжуулалт эсвэл атомыг цахилгаан талбарт хурдасгасан электроноор бөмбөгдөх замаар тодорхойлно. Атомыг ионжуулахад хангалттай фотон буюу электрон энергийн хамгийн бага утгыг иончлох энерги гэнэ. Э би. Энэ энергийг ихэвчлэн электрон вольтоор (eV) илэрхийлдэг: 1 эВ = 1.610 –19 Ж.

Атомууд гаднах электронуудаа өгөхөд хамгийн их бэлэн байдаг металлууд, гаднах бүрхүүл дээр цөөн тооны хосгүй электрон (1, 2 эсвэл 3) агуулдаг. Эдгээр атомууд нь хамгийн бага иончлолын энергитэй байдаг. Тиймээс иончлолын энергийн хэмжээ нь элементийн их эсвэл бага "металл" -ын хэмжүүр болж чаддаг: иончлолын энерги бага байх тусам илүү тод илэрдэг. металлшинж чанаруудэлемент.

Д.И.Менделеевийн элементүүдийн үечилсэн системийн ижил дэд бүлэгт элементийн атомын тоо нэмэгдэх тусам түүний иончлолын энерги буурч байна (Хүснэгт 2.1), энэ нь атомын радиус нэмэгдсэнтэй холбоотой (Хүснэгт 1.2). , улмаар гадаад электронуудын цөмтэй холбоо суларч байна. Ижил үеийн элементүүдийн хувьд иончлолын энерги нь атомын тоо нэмэгдэх тусам нэмэгддэг. Энэ нь атомын радиус багасч, цөмийн цэнэг нэмэгдсэнтэй холбоотой.

Эрчим хүч Э д, чөлөөт атомд электрон нэмэгдэхэд ялгардаг электрон хамаарал(мөн eV-ээр илэрхийлсэн). Цэнэглэгдсэн электрон зарим саармаг атомд наалдсан үед энерги ялгардаг (шингээхээс илүү) нь байгаль дээрх хамгийн тогтвортой атомууд нь гаднах бүрхүүлээр дүүрсэн атомууд байдагтай холбон тайлбарладаг. Тиймээс бүрхүүлүүд нь "бага зэрэг дүүргэгдээгүй" атомуудын хувьд (өөрөөр хэлбэл дүүргэхээс өмнө 1, 2 эсвэл 3 электрон байхгүй) электронуудыг өөртөө нэгтгэж, сөрөг цэнэгтэй ион 1 болж хувирах нь эрч хүчтэй байдаг. Ийм атомуудад жишээлбэл, галоген атомууд (Хүснэгт 2.1) - Д.И.Менделеевийн үечилсэн системийн долдугаар бүлгийн (үндсэн дэд бүлэг) элементүүд орно. Металлын атомуудын электрон хамаарал нь ихэвчлэн тэг эсвэл сөрөг байдаг, i.e. Атом дотор байлгахын тулд нэмэлт электронуудыг хавсаргах нь эрч хүчний хувьд тааламжгүй байдаг. Төмөр бус атомуудын электрон хамаарал нь үргэлж эерэг байдаг бөгөөд их байх тусам металл бус нь үелэх систем дэх язгуур (инерт) хийтэй ойр байдаг. Энэ нь нэмэгдэж байгааг харуулж байна металл бус шинж чанаруудхугацаа дуусах дөхөж байхад.

Дээр дурдсан бүх зүйлээс харахад атомуудын цахилгаан сөрөг чанар (2.1) үе бүрийн элементүүдийн хувьд зүүнээс баруун тийш нэмэгдэж, Менделеевийн үечилсэн бүлгийн нэг бүлгийн элементүүдийн хувьд дээрээс доош чиглэлд буурч байгаа нь тодорхой байна. систем. Гэсэн хэдий ч атомуудын хоорондох ковалент бондын туйлшралын зэргийг тодорхойлохын тулд цахилгаан сөрөг байдлын үнэмлэхүй утга биш харин холбоог бүрдүүлж буй атомуудын электрон сөрөг байдлын харьцаа чухал гэдгийг ойлгоход хэцүү биш юм. Тийм ч учраас практикт харьцангуй цахилгаан сөрөг утгыг ашигладаг(Хүснэгт 2.1), литийн цахилгаан сөрөг чанарыг нэгдмэл байдлаар авна.

Ковалент химийн бондын туйлшралыг тодорхойлохын тулд атомуудын харьцангуй цахилгаан сөрөг байдлын ялгааг ашигладаг.. Ерөнхийдөө А ба В атомуудын хоорондын холбоог цэвэр ковалент гэж үздэг бол |  А – Б|0.5.