Kimyasal bağ. Kovalent polar ve polar olmayan bağ nedir

kovalent bağ(Latince'den "ile" birlikte ve "vales" geçerlidir) her iki atoma ait bir elektron çifti tarafından gerçekleştirilir. Metal olmayan atomlar arasında oluşur.

Metal olmayanların elektronegatifliği oldukça büyüktür, bu nedenle iki metal olmayan atomun kimyasal etkileşimi sırasında elektronların birinden diğerine tam transferi (durumda olduğu gibi) imkansızdır. Bu durumda, elektron havuzlaması gerçekleştirmek için gereklidir.

Örnek olarak, hidrojen ve klor atomlarının etkileşimini tartışalım:

H 1s 1 - bir elektron

Cl 1s 2 2s 2 2 p6 3 s2 3 p5 - dış seviyede yedi elektron

Tam bir dış elektron kabuğuna sahip olmak için iki atomun her biri bir elektrondan yoksundur. Ve atomların her biri "ortak kullanım için" bir elektron tahsis eder. Böylece sekizli kuralı karşılanmış olur. Bunu temsil etmenin en iyi yolu Lewis formülleridir:

Kovalent bağ oluşumu

Paylaşılan elektronlar artık her iki atoma da aittir. Hidrojen atomunun iki elektronu vardır (kendi elektronu ve klor atomunun ortak elektronu) ve klor atomunun sekiz elektronu vardır (kendi artı hidrojen atomunun ortak elektronu). Bu iki ortak elektron, hidrojen ve klor atomları arasında bir kovalent bağ oluşturur. İki atomun bağ yapmasıyla oluşan parçacığa denir. molekül.

polar olmayan kovalent bağ

İki kişi arasında kovalent bağ oluşabilir. aynısı atomlar. Örneğin:

Bu şema, hidrojen ve klorun neden iki atomlu moleküller olarak var olduğunu açıklar. İki elektronun eşleşmesi ve sosyalleşmesi sayesinde her iki atom için de sekizli kuralını yerine getirmek mümkündür.

Tekli bağlara ek olarak, örneğin oksijen O2 veya nitrojen N2 moleküllerinde olduğu gibi ikili veya üçlü bir kovalent bağ oluşturulabilir. Azot atomlarının her birinin beş değerlik elektronu vardır, bu nedenle kabuğu tamamlamak için üç elektron daha gerekir. Bu, aşağıda gösterildiği gibi üç çift elektron paylaşılarak elde edilir:

Kovalent bileşikler genellikle gazlar, sıvılar veya nispeten düşük erime noktalı katılardır. Nadir istisnalardan biri, 3.500°C'nin üzerinde eriyen elmastır. Bunun nedeni, tek tek moleküllerin bir koleksiyonu değil, kovalent olarak bağlanmış karbon atomlarının sürekli bir kafesi olan elmasın yapısından kaynaklanmaktadır. Aslında, boyutu ne olursa olsun herhangi bir elmas kristali devasa bir moleküldür.

İki ametal atomun elektronları bir araya geldiğinde bir kovalent bağ oluşur. Ortaya çıkan yapıya molekül denir.

Polar kovalent bağ

Çoğu durumda, iki kovalent bağlı atomun sahip olduğu farklı elektronegatiflik ve paylaşılan elektronlar iki atoma eşit olarak ait değildir. Çoğu zaman bir atoma diğerinden daha yakındırlar. Örneğin, bir hidrojen klorür molekülünde, bir kovalent bağ oluşturan elektronlar, elektronegatifliği hidrojeninkinden daha yüksek olduğu için klor atomuna daha yakındır. Bununla birlikte, elektronları çekme yeteneğindeki fark, bir hidrojen atomundan bir klor atomuna tam bir elektron transferi olacak kadar büyük değildir. Bu nedenle, hidrojen ve klor atomları arasındaki bağ, bir iyonik bağ (tam elektron transferi) ile polar olmayan bir kovalent bağ (iki atom arasındaki bir çift elektronun simetrik düzenlemesi) arasındaki bir çaprazlama olarak görülebilir. Atomlardaki kısmi yük, Yunanca δ harfi ile gösterilir. Böyle bir bağlantı denir Kutupsal kovalent bağı ve hidrojen klorür molekülünün polar olduğu söylenir, yani pozitif yüklü bir uca (hidrojen atomu) ve negatif yüklü bir uca (klor atomu) sahiptir.

Aşağıdaki tablo, ana bağ türlerini ve madde örneklerini listeler:

Kovalent bağ oluşumunun değişim ve verici-alıcı mekanizması

1) Değişim mekanizması. Her atom ortak bir elektron çiftine eşleşmemiş bir elektron verir.

2) Verici-alıcı mekanizması. Bir atom (verici) bir elektron çifti sağlar ve başka bir atom (alıcı) bu çift için boş bir yörünge sağlar.

Ders planı:

1. Kovalent bağ kavramı.

2. Elektronegatiflik.

3. Polar ve polar olmayan kovalent bağlar.

Bağlı atomların kabuklarında ortaya çıkan ortak elektron çiftleri nedeniyle bir kovalent bağ oluşur.

Aynı elementin atomları tarafından oluşturulabilir ve bu durumda polar değildir; örneğin, böyle bir kovalent bağ, H2, O2, N2, Cl2, vb. tek elementli gazların moleküllerinde bulunur.

Bir kovalent bağ, kimyasal yapı bakımından benzer olan farklı elementlerin atomları tarafından oluşturulabilir ve bu durumda polardır; örneğin böyle bir kovalent bağ H 2 O , NF 3 , CO 2 moleküllerinde bulunur.

Elektronegatiflik kavramını tanıtmak gereklidir.

Elektronegatiflik, bir kimyasal elementin atomlarının, bir kimyasal bağın oluşumunda yer alan ortak elektron çiftlerini kendilerine doğru çekme yeteneğidir.

elektronegatiflik serisi

Daha büyük elektronegatifliğe sahip elementler, paylaşılan elektronları daha az elektronegatifliğe sahip elementlerden uzaklaştıracaktır.

Bir kovalent bağın görsel temsili için kimyasal formüllerde noktalar kullanılır (her nokta bir değerlik elektronuna karşılık gelir ve bir çubuk da ortak bir elektron çiftine karşılık gelir).

Örnek.Cl2 molekülündeki bağlar aşağıdaki gibi gösterilebilir:

Bu tür formül girişleri eşdeğerdir. Kovalent bağların uzaysal bir yönelimi vardır. Atomların kovalent bağlarının bir sonucu olarak, ya moleküller ya da atomik kristal kafesler, atomların kesin olarak tanımlanmış bir geometrik düzenlemesiyle oluşturulur. Her maddenin kendi yapısı vardır.

Bohr'un teorisi açısından, bir kovalent bağın oluşumu, atomların dış katmanlarını bir oktete dönüştürme eğilimi ile açıklanır (8 elektrona kadar tam dolum).Kovalent bir bağın oluşumu için her iki atom da eşleşmemiş bir elektronu temsil eder. ve her iki elektron da ortak hale gelir.
Örnek. Klor molekülünün oluşumu.

Noktalar elektronları temsil eder. Düzenlerken, kurala uymalısınız: elektronlar belirli bir sıraya yerleştirilir - sol, üst, sağ, alt, birer birer, ardından birer birer, eşleştirilmemiş elektronlar ekleyin ve bir bağ oluşumunda yer alın.

Eşlenmemiş iki elektrondan ortaya çıkan yeni bir elektron çifti, iki klor atomu için ortak hale gelir. Üst üste binen elektron bulutları ile kovalent bağlar oluşturmanın birkaç yolu vardır.

σ - bağ π-bağından çok daha güçlüdür ve π-bağı ancak σ-bağıyla olabilir.Bu bağ nedeniyle ikili ve üçlü çoklu bağlar oluşur.

Polar kovalent bağlar, farklı elektronegatifliğe sahip atomlar arasında oluşur.

Elektronların hidrojenden klora yer değiştirmesi nedeniyle, klor atomu kısmen negatif, hidrojen kısmen pozitif yüklüdür.

Polar ve polar olmayan kovalent bağ

İki atomlu bir molekül bir elementin atomlarından oluşuyorsa, elektron bulutu uzayda atomların çekirdeğine göre simetrik olarak dağılır. Böyle bir kovalent bağa polar olmayan denir. Farklı elementlerin atomları arasında bir kovalent bağ oluşursa, ortak elektron bulutu atomlardan birine doğru kayar. Bu durumda kovalent bağ polardır. Bir atomun ortak bir elektron çiftini çekme yeteneğini değerlendirmek için elektronegatiflik değeri kullanılır.

Polar bir kovalent bağın oluşumunun bir sonucu olarak, daha elektronegatif bir atom kısmi bir negatif yük kazanır ve daha düşük bir elektronegatifliğe sahip bir atom kısmi bir pozitif yük kazanır. Bu yükler genellikle moleküldeki atomların etkin yükleri olarak adlandırılır. Kesirli olabilirler. Örneğin, bir HCI molekülünde etkin yük 0,17e'dir (burada e elektron yüküdür. Elektron yükü 1,602,10 -19 C'dir):

Birbirine belirli bir mesafede bulunan, büyüklükleri eşit ancak zıt işaretli iki yükten oluşan bir sisteme elektrik dipol denir. Açıkçası, polar bir molekül mikroskobik bir dipoldür. Dipolün toplam yükü sıfır olmasına rağmen, onu çevreleyen boşlukta gücü dipol momenti m ile orantılı olan bir elektrik alanı vardır:

SI sisteminde, dipol momenti C × m cinsinden ölçülür, ancak genellikle polar moleküller için bir ölçü birimi olarak debye kullanılır (birim, P. Debye'nin adını almıştır):

1 D \u003d 3,33 × 10 -30 C × m

Dipol momenti, bir molekülün polaritesinin kantitatif bir ölçüsü olarak hizmet eder. Çok atomlu moleküller için dipol momenti, kimyasal bağların dipol momentlerinin vektörel toplamıdır. Bu nedenle, bir molekül simetrik ise, bağlarının her biri önemli bir dipol momentine sahip olsa bile polar olmayabilir. Örneğin, düz bir BF 3 molekülünde veya doğrusal bir BeCl 2 molekülünde, bağ dipol momentlerinin toplamı sıfırdır:

Benzer şekilde, dört yüzlü moleküller CH 4 ve CBr 4 sıfır dipol momentine sahiptir. Bununla birlikte, örneğin BF 2 Cl molekülündeki simetri kırılması, sıfır olmayan bir dipol momentine neden olur.

Kovalent bir polar bağın sınırlayıcı durumu bir iyonik bağdır. Elektronegatifliği önemli ölçüde farklılık gösteren atomlardan oluşur. Bir iyonik bağ oluştuğunda, bağlayıcı elektron çiftinin atomlardan birine neredeyse tamamen transferi gerçekleşir ve elektrostatik kuvvetler tarafından birbirine yakın tutulan pozitif ve negatif iyonlar oluşur. Belirli bir iyona yönelik elektrostatik çekim, yönü ne olursa olsun, zıt işaretli herhangi bir iyon üzerinde etki ettiğinden, bir iyonik bağ, bir kovalent bağın aksine, aşağıdakilerle karakterize edilir: yönsüzlük Ve doyumsuzluk. En belirgin iyonik bağa sahip moleküller, tipik metallerin ve tipik metal olmayanların (NaCl, CsF, vb.) atomların elektronegatiflik farkı büyük olduğunda.

Bir kovalent bağ, aynı veya benzer elektronegatiflik değerleriyle etkileşime girdiğinde ortaya çıkan en yaygın kimyasal bağ türüdür.

Kovalent bağ, paylaşılan elektron çiftlerini kullanan atomlar arasındaki bir bağdır.

Elektronun keşfinden bu yana, elektronik bir kimyasal bağ teorisi geliştirmek için birçok girişimde bulunuldu. En başarılısı, bir bağ oluşumunu iki atomda ortak olan elektron çiftlerinin ortaya çıkmasının bir sonucu olarak düşünmeyi öneren Lewis'in (1916) çalışmalarıydı. Bunu yapmak için, her atom aynı sayıda elektron sağlar ve kendisini inert gazların harici elektronik konfigürasyonunun özelliği olan bir oktet veya çift elektronla çevrelemeye çalışır. Lewis yöntemine göre eşlenmemiş elektronlardan kaynaklanan kovalent bağların oluşumu, atomun dış elektronlarını gösteren noktalar kullanılarak grafiksel olarak gösterilmektedir.

Lewis teorisine göre bir kovalent bağ oluşumu

Bir kovalent bağın oluşum mekanizması

Bir kovalent bağın ana işareti, kimyasal olarak bağlı her iki atoma ait ortak bir elektron çiftinin varlığıdır, çünkü iki çekirdeğin etki alanındaki iki elektronun varlığı, enerji alanındaki her bir elektronun varlığından daha elverişlidir. kendi çekirdeği. Ortak bir elektron çifti bağının ortaya çıkışı, farklı mekanizmalar yoluyla, daha sıklıkla değişim yoluyla ve bazen de verici-alıcı aracılığıyla gerçekleşebilir.

Bir kovalent bağın oluşumu için değişim mekanizması ilkesine göre, etkileşen atomların her biri, bir bağın oluşumu için aynı sayıda antiparalel dönüşlü elektron sağlar. Örneğin:

Verici-alıcı mekanizmasına göre, çeşitli parçacıkların etkileşimi sırasında iki elektronlu bir bağ ortaya çıkar. Bunlardan biri bağışçı A: ortaklanmamış bir elektron çiftine sahiptir (yani, biri yalnızca bir atoma aittir) ve diğeri bir alıcıdır İÇİNDE boş bir yörüngeye sahiptir.

İki elektronlu bir bağ (ortaklanmamış bir elektron çifti) sağlayan bir parçacığa donör, bu elektron çiftini kabul eden serbest yörüngeye sahip bir parçacığa ise alıcı denir.

Bir atomun iki elektron bulutu ve diğerinin boş bir yörüngesi nedeniyle kovalent bağ oluşum mekanizmasına verici-alıcı mekanizma denir.

Verici-alıcı bağına yarı kutup denir, çünkü donör atomda kısmi bir etkin pozitif yük δ+ ortaya çıkar (bölünmemiş elektron çiftinin ondan sapmış olması nedeniyle) ve kısmi bir etkin negatif yük δ- ortaya çıkar. alıcı atom (vericinin bölünmemiş elektron çiftinin yönünde bir kayma olması nedeniyle).

Basit bir elektron çifti donörü örneği, H iyonudur. — , paylaşılmamış bir elektron çiftine sahiptir. Merkez atomu serbest bir yörüngeye sahip olan (şemada boş bir kuantum hücresi olarak gösterilen) bir moleküle negatif bir hidrit iyonunun eklenmesinin bir sonucu olarak, örneğin ВН 3 , karmaşık bir kompleks iyon ВН 4 oluşur. — negatif yük ile (N — + VN 3 ⟶⟶ [VN 4] -):

Elektron çifti alıcısı bir hidrojen iyonu veya basitçe bir proton H+'dır. Merkezi atomu ortaklanmamış bir elektron çiftine sahip olan bir moleküle, örneğin NH3'e bağlanması, aynı zamanda, pozitif yüklü bir kompleks iyon NH4+ oluşumuna yol açar:

değerlik bağı yöntemi

Birinci kovalent bağın kuantum mekaniği teorisi Heitler ve London (1927'de) tarafından hidrojen molekülünü tanımlamak için yaratıldı ve daha sonra Pauling tarafından çok atomlu moleküllere uygulandı. Bu teori denir değerlik bağı yöntemi, ana noktaları aşağıdaki gibi özetlenebilir:

• bir moleküldeki her bir atom çifti, bir veya daha fazla paylaşılan elektron çifti tarafından bir arada tutulur ve etkileşen atomların elektron orbitalleri üst üste biner;
• bağ kuvveti, elektron orbitallerinin örtüşme derecesine bağlıdır;
• bir kovalent bağın oluşumu için koşul, elektron spinlerinin ters yönüdür; bu nedenle, pozitif yüklü çekirdeklerin birbirine çekilmesini sağlayan ve sistemin toplam enerjisinde bir azalmaya eşlik eden, çekirdekler arası boşlukta en yüksek elektron yoğunluğuna sahip genelleştirilmiş bir elektron yörüngesi ortaya çıkar.

Atomik orbitallerin hibridizasyonu

Uzayda farklı şekillere ve farklı yönlere sahip olan s-, p- veya d-orbitallerinin elektronlarının kovalent bağların oluşumuna katılmasına rağmen, birçok bileşikte bu bağlar eşdeğerdir. Bu fenomeni açıklamak için "hibritleşme" kavramı tanıtıldı.

Hibridizasyon, benzer enerjilere sahip orbitallerin elektron yoğunluklarının yeniden dağıtıldığı ve bunun sonucunda eşdeğer hale geldikleri orbitalleri şekil ve enerji açısından karıştırma ve hizalama işlemidir.

Hibridizasyon teorisinin ana hükümleri:

1. Hibridizasyon sırasında, ilk şekil ve orbitaller karşılıklı olarak değişirken, yeni, hibritleşmiş orbitaller oluşur, ancak aynı enerjiye ve aynı şekle sahip, düzensiz bir sekiz rakamına benzer.
2. Hibritlenmiş orbitallerin sayısı, hibritleşmede yer alan çıkış orbitallerinin sayısına eşittir.
3. Benzer enerjilere sahip yörüngeler (dış enerji seviyesinin s- ve p-orbitalleri ve dış veya ön seviyelerin d-orbitalleri) hibritleşmeye katılabilir.
4. Hibritleşmiş orbitaller, kimyasal bağların oluşum yönünde daha uzundur ve bu nedenle komşu atomun orbitalleri ile daha iyi örtüşme sağlar, sonuç olarak elektronlar nedeniyle oluşan hibrit olmayan bireysel orbitallerden daha güçlü hale gelir.
5. Molekülde daha güçlü bağların oluşumu ve elektron yoğunluğunun daha simetrik dağılımı nedeniyle, hibridizasyon işlemi için gereken enerji tüketimini fazlasıyla telafi eden bir enerji kazancı elde edilir.
6. Hibrit orbitaller, uzayda birbirlerinden maksimum karşılıklı ayrılmayı sağlayacak şekilde yönlendirilmelidir; bu durumda itme enerjisi en küçüktür.
7. Hibridizasyon tipi, çıkış orbitallerinin tipi ve sayısı tarafından belirlenir ve moleküllerin uzamsal konfigürasyonunun yanı sıra bağ açısının boyutunu da değiştirir.

Moleküllerin (veya bireysel molekül fragmanlarının) oluşumu sırasında, en sık olarak aşağıdaki hibridizasyon türleri meydana gelir:

Sp-melezlenmiş orbitallerin elektronlarının katılımıyla oluşan bağlar da 180 0'lik bir açıyla yerleştirilir ve bu da molekülün doğrusal bir şekline yol açar. Bu tür hibridizasyon, değerlik durumundaki atomları eşleşmemiş s- ve p-elektronlarına sahip olan ikinci grubun (Be, Zn, Cd, Hg) elementlerinin halojenürlerinde gözlenir. Doğrusal form, bağların sp-hibridize edilmiş atomlar tarafından oluşturulduğu diğer elementlerin (0=C=0,HC≡CH) moleküllerinin de karakteristiğidir.

Bu tür hibridizasyon en çok, uyarılmış durumdaki atomları harici bir elektronik yapıya sahip olan üçüncü grubun p-elemanlarının molekülleri için tipiktir ns 1 np 2, burada n, elemanın bulunduğu periyodun sayısıdır. Böylece, ВF 3 , BCl 3 , AlF 3 moleküllerinde ve diğerlerinde, merkez atomun sp 2 -hibridize edilmiş orbitalleri nedeniyle bağlar oluşur.

Merkez atomun hibritleşmiş orbitallerinin 109 0 28'lik bir açıyla yerleştirilmesi, moleküllerin tetrahedral şekline neden olur. Bu, tetravalent karbon CH4, CCl4, C2H6 ve diğer alkanların doymuş bileşikleri için çok tipiktir. Merkez atomun değerlik orbitallerinin sp3 hibridizasyonu nedeniyle dört yüzlü yapıya sahip diğer elementlerin bileşiklerinin örnekleri iyonlardır: BH 4 - , BF 4 - , PO 4 3- , SO 4 2- , FeCl 4 - .

Bu tür hibridizasyon en yaygın olarak metal olmayan halojenürlerde bulunur. Bir örnek, oluşumu sırasında fosfor atomunun (P ... 3s 2 3p 3) önce uyarılmış bir duruma (P ... 3s 1 3p 3 3d 1) girdiği ve ardından fosfor klorür PCl5'in yapısıdır. s 1 p 3 d-hibridizasyona uğrar - beş tek elektronlu orbital eşdeğer hale gelir ve uzun uçları zihinsel trigonal bipiramidin köşelerine yönlendirilir. Bu, beş s 1 p 3 d-hibridize edilmiş orbital, beş klor atomunun 3p orbitaliyle örtüştüğünde oluşan PCl 5 molekülünün şeklini belirler.

1. sp - Hibridizasyon. Bir s-i, bir p-orbital ile birleştirildiğinde, simetrik olarak 180 0'lik bir açıda yerleştirilmiş iki sp-melezleştirilmiş orbital ortaya çıkar.
2. sp 2 - Hibridizasyon. Bir s- ve iki p-orbitalin kombinasyonu, 120 0'lik bir açıda yer alan sp2-melezleştirilmiş bağların oluşumuna yol açar, böylece molekül normal bir üçgen şeklini alır.
3. sp 3 - Hibridizasyon. Dört orbitalin - bir s- ve üç p kombinasyonu, dört hibritleştirilmiş orbitalin uzayda simetrik olarak tetrahedronun dört köşesine, yani 109 0 28 `lik bir açıyla yönlendirildiği sp 3 - hibritleşmesine yol açar.
4. sp 3 d - Hibridizasyon. Bir s-, üç p- ve bir d-orbitalin kombinasyonu, beş sp 3 d-hibridize edilmiş orbitalin trigonal bipiramidin köşelerine uzamsal yönelimini belirleyen sp 3 d-hibritleşmeyi verir.
5. Diğer hibritleşme türleri. sp 3 d 2 hibridizasyonu durumunda, altı sp 3 d 2 hibritlenmiş orbital, oktahedronun köşelerine doğru yönlendirilir. Yedi orbitalin beşgen bipiramidin köşelerine oryantasyonu, molekülün veya kompleksin merkez atomunun değerlik orbitallerinin sp 3 d 3 hibridizasyonuna (veya bazen sp 3 d 2 f) karşılık gelir.

Atomik orbitallerin hibridizasyon yöntemi, çok sayıda molekülün geometrik yapısını açıklar, ancak deneysel verilere göre, biraz farklı bağ açılarına sahip moleküller daha sık gözlenir. Örneğin, CH 4, NH 3 ve H 2 O moleküllerinde, merkez atomları sp 3 hibridize durumdadır, bu nedenle içlerindeki bağ açılarının dört yüzlü (~ 109.5 0) olması beklenir. CH 4 molekülündeki bağ açısının aslında 109.5 0 olduğu deneysel olarak saptanmıştır. Bununla birlikte, NH3 ve H20 moleküllerinde, bağ açısının değeri dört yüzlü olandan sapmaktadır: NH3 molekülünde 107.3 0 ve H20 molekülünde 104.5 0'dır.Bu tür sapmalar, varlığı ile açıklanmaktadır. nitrojen ve oksijen atomlarında bölünmemiş bir elektron çifti. Artan yoğunluğu nedeniyle paylaşılmamış bir elektron çifti içeren iki elektronlu bir orbital, tek elektronlu değerlik orbitallerini iter ve bu da bağ açısında bir azalmaya yol açar. NH3 molekülündeki nitrojen atomunda, dört sp3 hibritlenmiş orbitalden üç tek elektronlu orbital, üç H atomu ile bağlar oluşturur ve dördüncü orbital ortaklanmamış bir çift elektron içerir.

Tetrahedronun köşelerine yönlendirilmiş sp 3 hibridize orbitallerinden birini işgal eden bağlı olmayan bir elektron çifti, tek elektronlu orbitalleri iter, nitrojen atomunu çevreleyen elektron yoğunluğunun asimetrik bir dağılımına neden olur ve sonuç olarak bağı sıkıştırır. açı 107.3 0 . N atomunun ortaklanmamış elektron çiftinin etkisinin bir sonucu olarak bağ açısının 109.5 0'dan 107 0'a düşmesinin benzer bir tablosu NCl3 molekülünde de gözlenir.

H 2 O molekülündeki oksijen atomunda, dört sp 3 hibritlenmiş orbital, iki bir elektronlu ve iki iki elektronlu orbital içerir. Bir elektron hibritlenmiş orbitaller, iki H atomu ile iki bağın oluşumuna katılır ve iki iki elektron çifti bölünmemiş kalır, yani sadece H atomuna aittir.Bu, O atomu etrafındaki elektron yoğunluğu dağılımının asimetrisini artırır ve dörtyüzlü olana kıyasla bağ açısını 104.5 0'a düşürür.

Sonuç olarak, merkez atomun bağlı olmayan elektron çiftlerinin sayısı ve bunların hibritleşmiş orbitallerdeki yerleşimleri, moleküllerin geometrik konfigürasyonunu etkiler.

Kovalent bağın özellikleri

Bir kovalent bağ, kendine özgü özelliklerini veya özelliklerini tanımlayan bir dizi özel özelliğe sahiptir. Bunlar, hali hazırda "bağ enerjisi" ve "bağ uzunluğu" olarak kabul edilen özelliklere ek olarak şunları içerir: bağ açısı, doygunluk, yönlülük, polarite ve benzerleri.

1. değerlik açısı- bu, bitişik bağ eksenleri arasındaki açıdır (yani, bir moleküldeki kimyasal olarak bağlı atomların çekirdeklerinden geçen koşullu çizgiler). Bağ açısının değeri, orbitallerin doğasına, merkez atomun hibridizasyon tipine, bağ oluşumuna katılmayan ortaklanmamış elektron çiftlerinin etkisine bağlıdır.

2. Doygunluk. Atomlar, ilk olarak, uyarılmamış bir atomun eşlenmemiş elektronları nedeniyle değişim mekanizmasına göre ve uyarılmasının bir sonucu olarak ortaya çıkan eşlenmemiş elektronlar nedeniyle ve ikincisi, göre oluşturulabilen kovalent bağlar oluşturma yeteneğine sahiptir. verici-alıcı mekanizması. Bununla birlikte, bir atomun oluşturabileceği toplam bağ sayısı sınırlıdır.

Doygunluk, bir elementin bir atomunun diğer atomlarla belirli, sınırlı sayıda kovalent bağ oluşturma yeteneğidir.

Böylece, dış enerji seviyesinde dört yörüngeye (bir s- ve üç p-) sahip olan ikinci dönem, sayısı dördü geçmeyen bağlar oluşturur. Dış seviyede çok sayıda yörüngeye sahip diğer dönemlerin elementlerinin atomları daha fazla bağ oluşturabilir.

3. Oryantasyon. Yönteme göre, atomlar arasındaki kimyasal bağ, s-orbitaller hariç, uzayda belirli bir oryantasyona sahip olan ve kovalent bağın yönüne götüren orbitallerin örtüşmesinden kaynaklanmaktadır.

Bir kovalent bağın oryantasyonu, değerlik orbitallerinin uzamsal oryantasyonu tarafından belirlenen ve maksimum örtüşmelerini sağlayan atomlar arasındaki elektron yoğunluğunun böyle bir düzenlemesidir.

Elektronik orbitaller uzayda farklı şekillere ve farklı yönlere sahip olduklarından, karşılıklı örtüşmeleri çeşitli şekillerde gerçekleştirilebilir. Buna bağlı olarak σ-, π- ve δ-bağları ayırt edilir.

Bir sigma bağı (σ bağı), maksimum elektron yoğunluğunun iki çekirdeği birleştiren hayali bir çizgi boyunca yoğunlaştığı elektron orbitallerinin üst üste binmesidir.

Bir sigma bağı iki s elektronu, bir s ve bir p elektronu, iki p elektronu veya iki d elektronu tarafından oluşturulabilir. Böyle bir σ-bağı, örtüşen elektron orbitallerinin bir bölgesinin varlığı ile karakterize edilir, her zaman tektir, yani sadece bir elektron çifti tarafından oluşturulur.

"Saf" orbitallerin ve hibritleştirilmiş orbitallerin çeşitli uzamsal yönelim biçimleri, bağ ekseni üzerinde orbitallerin örtüşmesine her zaman izin vermez. Değerlik orbitallerinin örtüşmesi, bağ ekseninin her iki tarafında meydana gelebilir - en sık olarak π bağlarının oluşumu sırasında ortaya çıkan "yanal" örtüşme.

Pi-bağı (π-bağı), maksimum elektron yoğunluğunun atom çekirdeklerini birleştiren çizginin her iki tarafında (yani bağ ekseninden) yoğunlaştığı elektron orbitallerinin üst üste binmesidir.

Bir pi bağı, iki paralel p orbitalinin, iki d orbitalinin veya eksenleri bağ ekseniyle çakışmayan diğer orbital kombinasyonlarının etkileşimi ile oluşturulabilir.

4. Çokluk. Bu özellik, atomları bağlayan ortak elektron çiftlerinin sayısı ile belirlenir. Çokluktaki bir kovalent bağ, tek (basit), çift ve üçlü olabilir. Bir ortak elektron çifti kullanan iki atom arasındaki bağa tekli bağ (basit), iki elektron çifti - çift bağ, üç elektron çifti - üçlü bağ denir. Böylece, hidrojen molekülü H2'de atomlar, oksijen molekülü O2 - çift (B \u003d O), nitrojen molekülü N2 - üçlü (N≡N) içinde tek bir bağ (H-H) ile bağlanır. Organik bileşiklerdeki - hidrokarbonlar ve türevlerindeki bağların çokluğu özellikle önemlidir: etan C2H6'da C atomları arasında, etilen C2H4'te - asetilende çift (C \u003d C) tek bir bağ (C-C) oluşur C 2 H 2 - üçlü (C ≡ C)(C≡C).

Bağın çokluğu enerjiyi etkiler: çokluğun artmasıyla gücü artar. Çokluktaki bir artış, çekirdekler arası mesafede (bağ uzunluğu) bir azalmaya ve bağlanma enerjisinde bir artışa yol açar.

5. Polarite ve polarize edilebilirlik. Bir kovalent bağın elektron yoğunluğu, çekirdekler arası boşlukta farklı şekilde yerleştirilebilir.

Polarite, bağlı atomlara göre çekirdekler arası boşluktaki elektron yoğunluğunun konumu ile belirlenen bir kovalent bağın bir özelliğidir.

Elektron yoğunluğunun çekirdekler arası boşluktaki konumuna bağlı olarak, polar ve polar olmayan kovalent bağlar ayırt edilir. Polar olmayan bir bağ, ortak elektron bulutunun bağlı atomların çekirdeklerine göre simetrik olarak yerleştirildiği ve her iki atoma eşit olarak ait olduğu bir bağdır.

Bu tür bir bağa sahip moleküller, polar olmayan veya homonükleer (yani, bir elementin atomlarını içerenler) olarak adlandırılır. Polar olmayan bir bağ, kural olarak homonükleer moleküllerde (H2, Cl2, N2, vb.) veya daha nadiren, örneğin carborundum SiC gibi yakın elektronegatiflik değerlerine sahip elementlerin atomlarından oluşan bileşiklerde görülür. Bir polar (veya heteropolar) bağ, ortak elektron bulutunun asimetrik olduğu ve atomlardan birine kaydırıldığı bir bağdır.

Polar bağa sahip moleküller polar veya heteronükleer olarak adlandırılır. Polar bağa sahip moleküllerde, genelleştirilmiş elektron çifti daha yüksek elektronegatifliğe sahip atoma doğru kayar. Sonuç olarak, bu atom üzerinde etkili olarak adlandırılan belirli bir kısmi negatif yük (δ-) belirir ve elektronegatifliği daha düşük olan bir atom, aynı büyüklükte ancak zıt işaretli (δ+) bir kısmi pozitif yüke sahiptir. Örneğin, hidrojen klorür molekülü HCl'deki hidrojen atomu üzerindeki etkin yükün mutlak elektron yükünün δH=+0.17 ve klor atomu üzerindeki δCl=-0.17 olduğu deneysel olarak saptanmıştır.

Bir polar kovalent bağın elektron yoğunluğunun hangi yöne kayacağını belirlemek için her iki atomun elektronlarını karşılaştırmak gerekir. Artan elektronegatiflik sırasına göre, en yaygın kimyasal elementler aşağıdaki sırayla yerleştirilir:

Polar moleküller denir dipoller - pozitif çekirdek yüklerinin ağırlık merkezlerinin ve elektronların negatif yüklerinin çakışmadığı sistemler.

Bir dipol, birbirinden belirli bir mesafede bulunan, büyüklükleri eşit ve zıt işaretli iki nokta elektrik yükünün bir koleksiyonu olan bir sistemdir.

Çekim merkezleri arasındaki uzaklığa dipolün uzunluğu denir ve l harfi ile gösterilir. Bir molekülün (veya bağın) polaritesi nicel olarak dipol momenti μ ile karakterize edilir; bu, iki atomlu bir molekül durumunda dipolün uzunluğu ile elektron yükünün değerine eşittir: μ=el.

SI birimlerinde, dipol momenti [C × m] (Coulomb metre) cinsinden ölçülür, ancak daha sıklıkla sistem dışı birimi [D] (debye) kullanırlar: 1D = 3.33 10 -30 C × m. kovalent moleküllerin dipol momentleri 0-4 D arasında değişir ve iyonik - 4-11D. Dipol uzunluğu ne kadar uzunsa, molekül o kadar polardır.

Bir moleküldeki ortak elektron bulutu, başka bir molekülün veya iyonun alanı da dahil olmak üzere harici bir elektrik alanıyla yer değiştirebilir.

Polarize edilebilirlik, bağı oluşturan elektronların başka bir parçacığın kuvvet alanı da dahil olmak üzere harici bir elektrik alanının etkisi altında yer değiştirmesinin bir sonucu olarak bir bağın polaritesindeki bir değişikliktir.

Bir molekülün polarize edilebilirliği, daha güçlü olan elektronların hareketliliğine bağlıdır, çekirdeklerden olan mesafe o kadar büyük olur. Ek olarak, polarize edilebilirlik, elektrik alanın yönüne ve elektron bulutlarının deforme olma yeteneğine bağlıdır. Bir dış alanın etkisi altında, polar olmayan moleküller polar hale gelir ve polar moleküller daha da polar hale gelir, yani moleküllerde indirgenmiş veya indüklenmiş dipol olarak adlandırılan bir dipol indüklenir.

Kalıcı olanlardan farklı olarak, indüklenmiş dipoller yalnızca harici bir elektrik alanın etkisi altında ortaya çıkar. Polarizasyon, yalnızca bağın polarize edilebilirliğine değil, aynı zamanda bağlayıcı elektron çiftinin atomlardan birine geçişinin meydana geldiği ve negatif ve pozitif yüklü iyonların oluştuğu kopmasına da neden olabilir.

Kovalent bağların polaritesi ve polarize edilebilirliği, moleküllerin polar reaktiflere göre reaktivitesini belirler.

Kovalent bağa sahip bileşiklerin özellikleri

Kovalent bağlara sahip maddeler iki eşit olmayan gruba ayrılır: moleküler olanlardan çok daha küçük olan moleküler ve atomik (veya moleküler olmayan).

Normal koşullar altında moleküler bileşikler, çeşitli kümelenme durumlarında olabilir: gazlar (CO2, NH3, CH4, Cl2, O2, NH3), uçucu sıvılar (Br2, H20, C2) şeklinde H 5 OH ) veya çoğu, çok hafif bir ısıtmayla bile hızla eriyebilen ve kolayca süblimleşebilen katı kristalli maddeler (S 8, P 4, I 2, şeker C 12 H 22 O 11, "kuru buz" CO 2).

Moleküler maddelerin düşük erime, süblimleşme ve kaynama noktaları, kristallerdeki moleküller arası etkileşimin çok zayıf kuvvetleriyle açıklanır. Bu nedenle moleküler kristaller yüksek mukavemet, sertlik ve elektrik iletkenliği (buz veya şeker) ile karakterize edilmez. Ayrıca, polar moleküllere sahip maddeler, polar olmayan moleküllere göre daha yüksek erime ve kaynama noktalarına sahiptir. Bazıları içinde veya diğer polar çözücülerde çözünür. Ve polar olmayan moleküllere sahip maddeler, aksine, polar olmayan çözücülerde (benzen, karbon tetraklorür) daha iyi çözünür. Yani molekülleri polar olmayan iyot, polar suda çözünmez, polar olmayan CCl 4 ve düşük polariteli alkolde çözünür.

Kovalent bağlara sahip moleküler olmayan (atomik) maddeler (elmas, grafit, silisyum Si, kuvars SiO2 , carborundum SiC ve diğerleri), katmanlı bir yapıya sahip olan grafit dışında son derece güçlü kristaller oluşturur. Örneğin, elmasın kristal kafesi, her bir sp3 hibritleştirilmiş karbon atomunun dört komşu C atomuna σ bağlarıyla bağlandığı düzenli bir üç boyutlu çerçevedir. Aslında, tüm elmas kristali çok büyük ve çok güçlü bir moleküldür. Radyo elektroniği ve elektronik mühendisliğinde yaygın olarak kullanılan silikon kristalleri Si de benzer bir yapıya sahiptir. Elmastaki C atomlarının yarısını, kristalin çerçeve yapısını bozmadan Si atomlarıyla değiştirirsek, aşındırıcı malzeme olarak kullanılan çok sert bir madde olan karborundum - silisyum karbür SiC - kristalini elde ederiz. Ve silikon kristal kafesindeki her iki Si atomu arasına bir O atomu yerleştirilirse, o zaman kuvars Si02'nin kristal yapısı oluşur - aynı zamanda çok katı bir madde, çeşitli türleri aşındırıcı malzeme olarak da kullanılır.

Elmas, silikon, kuvars ve benzeri yapıdaki kristaller atomik kristallerdir, devasa "süper moleküllerdir", bu nedenle yapısal formülleri tam olarak değil, yalnızca ayrı bir parça olarak gösterilebilir, örneğin:

Kimyasal bağlarla birbirine bağlanmış bir veya iki elementin atomlarından oluşan moleküler olmayan (atomik) kristaller, refrakter maddelere aittir. Yüksek erime sıcaklıkları, moleküler maddelerde olduğu gibi zayıf moleküller arası etkileşim değil, atomik kristallerin erimesi sırasında güçlü kimyasal bağları kırmak için büyük miktarda enerji harcama ihtiyacından kaynaklanır. Aynı nedenle, birçok atomik kristal ısıtıldığında erimez, ayrışır veya hemen bir buhar durumuna (süblimasyon) geçer, örneğin grafit 3700 o C'de süblimleşir.

Kovalent bağlara sahip moleküler olmayan maddeler suda ve diğer çözücülerde çözünmez, çoğu elektrik akımı iletmez (elektriksel iletkenliği olan grafit ve yarı iletkenler - silikon, germanyum vb. hariç).

İlk kez böyle bir kavram hakkında kovalent bağ Kimya bilimciler, bunu iki elektronun toplumsallaşması olarak tanımlayan Gilbert Newton Lewis'in keşfinden sonra konuşmaya başladılar. Daha sonraki çalışmalar, kovalent bağın ilkesini tanımlamayı mümkün kıldı. Kelime kovalent kimya çerçevesinde bir atomun diğer atomlarla bağ oluşturma yeteneği olarak düşünülebilir.

Bir örnekle açıklayalım:

Elektronegatiflikte küçük farklılıklar olan iki atom vardır (C ve CL, C ve H). Kural olarak, soy gazların elektron kabuğunun yapısına mümkün olduğu kadar yakın olanlardır.

Bu koşullar karşılandığında, bu atomların çekirdekleri, kendilerinde ortak olan elektron çiftine çekilir. Bu durumda, elektron bulutları, elektron yoğunluğunun yeniden dağıtılması ve sistemin enerjisinin değişmesi nedeniyle iki atomun güvenilir bir şekilde bağlanmasını sağlayan bir kovalent bağ durumunda olduğu gibi basitçe birbiriyle örtüşmez. elektron bulutunun bir atomunun çekirdekler arası boşluğa "çekilmesinden" kaynaklanır. Elektron bulutlarının karşılıklı örtüşmesi ne kadar kapsamlı olursa, bağlantının o kadar güçlü olduğu kabul edilir.

Buradan, kovalent bağ- bu, iki atoma ait iki elektronun karşılıklı sosyalleşmesiyle ortaya çıkan bir oluşumdur.

Kural olarak, moleküler kristal kafesli maddeler bir kovalent bağ yoluyla oluşturulur. Tipik olarak erime ve kaynama Düşük sıcaklık ah, zayıf suda çözünürlük ve düşük elektrik iletkenliği. Buradan şu sonuca varabiliriz: germanyum, silikon, klor, hidrojen gibi elementlerin yapısının temeli bir kovalent bağdır.

Bu tür bir bağlantının karakteristik özellikleri:

1. Doygunluk. Bu özellik genellikle belirli atomları oluşturabilecekleri maksimum bağ sayısı olarak anlaşılır. Bu sayı, atomdaki kimyasal bağların oluşumuna katılabilecek yörüngelerin toplam sayısı ile belirlenir. Öte yandan, bir atomun değerliliği, bu amaç için halihazırda kullanılan orbitallerin sayısı ile belirlenebilir.
2. Oryantasyon. Tüm atomlar mümkün olan en güçlü bağları oluşturma eğilimindedir. En büyük güç, iki atomun elektron bulutlarının uzamsal yöneliminin çakışması durumunda elde edilir, çünkü bunlar birbiriyle örtüşür. Ek olarak, moleküllerin uzamsal düzenini etkileyen, yani "geometrik şekillerinden" sorumlu olan, tam olarak bir kovalent bağın yönlülük gibi bir özelliğidir.
3. Polarize edilebilirlik. Bu pozisyon, iki tür kovalent bağ olduğu fikrine dayanmaktadır:

• polar veya asimetrik. Bu tür bir bağ, yalnızca farklı türdeki atomlar tarafından oluşturulabilir, yani. elektronegatifliği önemli ölçüde farklı olanlar veya paylaşılan elektron çiftinin simetrik olarak ayrılmadığı durumlar.
• Elektronegatiflikleri neredeyse eşit olan ve elektron yoğunluğunun dağılımı tekdüze olan atomlar arasında ortaya çıkar.

Ek olarak, belirli nicel vardır:

• bağ enerjisi. Bu parametre polar bağı gücü açısından karakterize eder. Enerji, iki atomun bağını kırmak için gerekli olan ısı miktarı ve ayrıca birleştirildiğinde açığa çıkan ısı miktarı olarak anlaşılmaktadır.
• Altında bağ uzunluğu moleküler kimyada ise iki atomun çekirdekleri arasındaki düz çizginin uzunluğu anlaşılmaktadır. Bu parametre aynı zamanda bağ kuvvetini de karakterize eder.
• dipol momenti- değerlik bağının polaritesini karakterize eden bir değer.

Birleşik bir kimyasal bağ teorisi yoktur; şartlı olarak, kimyasal bağ kovalent (evrensel bağ tipi), iyonik (özel bir kovalent bağ durumu), metalik ve hidrojene ayrılır.

kovalent bağ

Bir kovalent bağın oluşumu üç mekanizma ile mümkündür: değişim, verici-alıcı ve datif (Lewis).

Buna göre değişim mekanizması bir kovalent bağın oluşumu, ortak elektron çiftlerinin sosyalleşmesi nedeniyle oluşur. Bu durumda, her atom bir inert gaz kabuğu, yani tamamlanmış dış enerji seviyesini elde edin. Değişim tipi bir kimyasal bağın oluşumu, bir atomun her bir değerlik elektronunun noktalarla temsil edildiği Lewis formülleri kullanılarak tasvir edilmiştir (Şekil 1).

Pirinç. 1 Değişim mekanizması ile HCI molekülünde kovalent bağ oluşumu

Atomun yapısı teorisinin ve kuantum mekaniğinin gelişmesiyle birlikte, bir kovalent bağın oluşumu, elektronik orbitallerin üst üste binmesi olarak temsil edilir (Şekil 2).

Pirinç. 2. Elektron bulutlarının üst üste binmesi nedeniyle kovalent bağ oluşumu

Atomik orbitallerin örtüşmesi ne kadar büyükse, bağ o kadar güçlü, bağ uzunluğu o kadar kısa ve enerjisi o kadar büyük olur. Farklı orbitallerin üst üste binmesiyle bir kovalent bağ oluşturulabilir. s-s, s-p orbitalleri ile d-d, p-p, d-p orbitallerinin yan loblar tarafından üst üste bindirilmesi sonucunda bir bağ oluşur. 2 atom çekirdeğini birleştiren çizgiye dik bir bağ oluşur. Bir - ve bir - bağlar, alkenler, alkadienler vb. Sınıfındaki organik maddelerin karakteristiği olan çoklu (çift) bir kovalent bağ oluşturabilir. alkinler (asetilenler) sınıfındaki maddeler.

Kovalent bağ oluşumu verici-alıcı mekanizması amonyum katyonu örneğini ele alalım:

NH3 + H+ = NH4+

7 N 1s 2 2s 2 2p 3

Nitrojen atomunun serbest bir yalnız elektron çifti (molekül içindeki kimyasal bağların oluşumunda yer almayan elektronlar) vardır ve hidrojen katyonunun serbest bir yörüngesi vardır, dolayısıyla bunlar sırasıyla bir elektron verici ve alıcıdır.

Bir klor molekülü örneğini kullanarak bir kovalent bağ oluşumunun datif mekanizmasını ele alalım.

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

Klor atomunun hem serbest yalnız bir elektron çifti hem de boş orbitalleri vardır, bu nedenle hem verici hem de alıcı özelliklerini sergileyebilir. Bu nedenle, bir klor molekülü oluştuğunda, bir klor atomu verici, diğeri ise alıcı görevi görür.

Ana kovalent bağ özellikleri doygunluk (doymuş bağlar, bir atom kendisine değerlik kapasitesinin izin verdiği kadar çok elektron bağladığında oluşur; doymamış bağlar, bağlı elektronların sayısı atomun değerlik kapasitesinden az olduğunda oluşur); yönlülük (bu değer, molekülün geometrisi ve "değerlik açısı" kavramı - bağlar arasındaki açı ile ilişkilidir).

İyonik bağ

Saf iyonik bağı olan bileşikler yoktur, ancak bu, toplam elektron yoğunluğunun daha elektronegatif bir elementin atomuna tamamen geçişi ile atomun kararlı bir elektronik ortamının yaratıldığı, atomların kimyasal olarak bağlı bir durumu olarak anlaşılsa da . İyonik bağ, yalnızca zıt yüklü iyonlar - katyonlar ve anyonlar durumunda olan elektronegatif ve elektropozitif elementlerin atomları arasında mümkündür.

TANIM

İyon bir atomdan bir elektronun ayrılması veya bağlanmasıyla oluşan elektrik yüklü parçacıklar olarak adlandırılır.

Bir elektronu aktarırken, metallerin ve metal olmayanların atomları, çekirdeklerinin etrafında elektron kabuğunun kararlı bir konfigürasyonunu oluşturma eğilimindedir. Metal olmayan bir atom, çekirdeğinin etrafında bir sonraki inert gazdan bir kabuk oluşturur ve bir metal atomu, bir önceki inert gazdan bir kabuk oluşturur (Şekil 3).

Pirinç. 3. Bir sodyum klorür molekülü örneğini kullanarak bir iyonik bağ oluşumu

Saf halde iyonik bağ bulunan moleküller, bir maddenin buhar halinde bulunur. İyonik bağ çok kuvvetlidir, bununla bağlantılı olarak bu bağa sahip maddelerin erime noktası yüksektir. Kovalent bağların aksine iyonik bağlar, yönlülük ve doygunluk ile karakterize edilmez, çünkü iyonların oluşturduğu elektrik alan küresel simetri nedeniyle tüm iyonlara eşit etki eder.

metal bağ

Metalik bir bağ yalnızca metallerde gerçekleşir - bu, metal atomlarını tek bir kafes içinde tutan bir etkileşimdir. Bağın oluşumuna yalnızca metal atomlarının tüm hacmine ait olan değerlik elektronları katılır. Metallerde elektronlar, metal kütlesi boyunca hareket eden atomlardan sürekli olarak ayrılır. Elektron içermeyen metal atomları, hareket eden elektronları kendilerine doğru çekme eğiliminde olan pozitif yüklü iyonlara dönüşür. Bu sürekli süreç, metalin içinde, tüm metal atomlarını sıkı bir şekilde birbirine bağlayan "elektron gazı"nı oluşturur (Şekil 4).

Metalik bağ güçlüdür, bu nedenle metaller yüksek bir erime noktası ile karakterize edilir ve bir "elektron gazının" varlığı metallere işlenebilirlik ve süneklik verir.

hidrojen bağı

Hidrojen bağı spesifik bir moleküller arası etkileşimdir, çünkü oluşumu ve gücü maddenin kimyasal yapısına bağlıdır. Bir hidrojen atomunun yüksek elektronegatifliğe (O, N, S) sahip bir atoma bağlandığı moleküller arasında oluşur. Bir hidrojen bağının oluşması iki nedene bağlıdır, birincisi, elektronegatif bir atomla ilişkili hidrojen atomunun elektronları yoktur ve diğer atomların elektron bulutlarına kolayca sokulabilir ve ikincisi, bir değerlik s-orbitaline sahip olan hidrojen atom, elektronegatif bir atomun yalnız bir çift elektronunu kabul edebilir ve verici-alıcı mekanizması ile onunla bir bağ oluşturabilir.