Kovalente Bindungen: ein Wasserstoff-Beispiel

EIN kovalente Bindung

eine chemische Bindung ist, die zwischen zwei Atome von dem Austausch von einer oder mehreren Elektronenpaare kommt. Wasserstoff ist ein Beispiel einer extrem einfachen kovalenten Verbindung.

Eine Wasserstoff-Beispiel

Wasserstoff ist # 1 auf dem Periodensystem. Der Wasserstoff in der Natur gefunden wird oft nicht aus einem einzelnen Atom bestehen. Es ist in erster Linie als die gefunden zweiatomigen (Zwei Atom) Verbindung:

Wasserstoff hat ein Valenzelektron. Es würde gerne ein weiteres Elektron zu gewinnen seine 1s Energieniveau zu füllen, die es machen würde isoelektronischer mit Helium, das nächste Edelgas (weil die beiden die gleiche elektronische Konfiguration haben würde).

Energiestufe 1 kann nur zwei Elektronen in den 1s halten Orbital, so füllt es ein weiteres Elektron zu gewinnen. Das ist die treibende Kraft der Wasserstoff - die Valenzenergieniveau Füllung und die gleiche Elektronenanordnung wie der nächste Edelgas zu erreichen.

Stellen Sie sich vor ein Wasserstoffatom seine einzelnes Elektron auf ein anderes Wasserstoffatom zu übertragen. Das Wasserstoffatom empfängt das Elektron füllt seine Valenzschale und erreicht Stabilität, während ein Anion wird. Jedoch hat das andere Wasserstoffatom nun keine Elektronen und bewegt sich weiter weg von Stabilität.

Dieser Prozess der Elektronenverlust und Gewinn einfach nicht passieren wird, weil die treibende Kraft der beiden Atome ist ihre Valenzenergieniveau zu füllen. So ist die Wasserstoffverbindung kann nicht aus dem Verlust oder Gewinn von Elektronen führen. Was kann geschehen, daß die beiden Atome ihre Elektronen teilen. Auf atomarer Ebene wird dieser Austausch durch die Elektronenbahnen (manchmal auch als Elektronenwolken) überlappend dargestellt.

Die beiden Elektronen (eine von jedem Wasserstoffatom) # 147-gehören # 148- zu den beiden Atomen. Jeweils ein Wasserstoffatom fühlt sich die Wirkung der beiden electrons- jeder hat, in einer Weise gefüllt seine Valenzenergieniveau. Eine kovalente Bindung gebildet wird. Die Überlappung der Elektronenbahnen und die gemeinsame Nutzung eines Elektronenpaares ist in Teil (a) der folgenden Abbildung dargestellt.

Eine andere Möglichkeit, diesen Vorgang darzustellen, ist durch die Verwendung eines Elektronenpunktformel. Bei dieser Art der Formel, Valenzelektronen als Punkte rund um das Atomsymbol dargestellt, und die gemeinsamen Elektronen zwischen den zwei Atomen in der kovalenten Bindung beteiligt ist. Die elektronenPunkt Formel Darstellungen werden in Teil (b) der vorhergehenden Figur gezeigt ist.

Sie können auch eine Modifikation der Elektronenpunktformel der gerufene verwenden Lewis Strukturformel- es ist im Grunde die gleiche wie die Elektronenpunktformel, aber das gemeinsame Paar von Elektronen (die kovalente Bindung) durch einen Strich dargestellt. Die Lewis Strukturformel ist in Teil (c) der vorhergehenden Figur gezeigt ist.

Sauerstoff, Stickstoff, Fluor, Chlor, Brom und Iod: Neben Wasserstoff, sechs weitere Elemente sind in der Natur in der zweiatomigen Form gefunden.

Vergleicht man kovalente Bindungen mit anderen Anleihen

Ionische Bindung tritt zwischen einem Metall und einem Nichtmetall. Kovalente Bindung, andererseits tritt zwischen zwei nonmetals. Die Eigenschaften dieser zwei Arten von Verbindungen sind unterschiedlich. Ionische Verbindungen sind üblicherweise Feststoffe bei Raumtemperatur, während kovalent gebundene Verbindungen können Feststoffe, Flüssigkeiten oder Gase sein.

Ionische Verbindungen (Salze) haben in der Regel einen deutlich höheren Schmelzpunkt als kovalente Verbindungen. Außerdem neigen ionische Verbindungen Elektrolyte und kovalente Verbindungen sein Nichtelektrolyte zu neigen.

Sie können denken: # 147-Wenn Metalle mit Nichtmetallen reagieren ionische Bindungen zu bilden, und Nichtmetalle reagieren mit anderen Nichtmetalle kovalente Bindungen zu bilden, tun Metalle reagieren mit anderen Metallen? # 148- Die Antwort ist ja und nein.

Metalle nicht wirklich mit anderen Metallen reagieren Verbindungen zu bilden. Stattdessen verbinden die Metalle zu bilden Legierungen, Lösungen eines Metalls in einem anderen. Aber es ist eine solche Situation als metallische Bindung, und es ist sowohl in Legierungen und reine Metalle.

Im Metallkontaktierung, die Valenzelektronen jedes Metallatom ein Elektron Pool gespendet werden, die gemeinhin als ein Meer von Elektronen, und werden von allen Atomen in der Metall geteilt. Diese Valenzelektronen sind frei in der gesamten Probe zu bewegen, anstatt eng werden auf einen einzelnen Metallkern gebunden. Die Fähigkeit der Valenzelektronen in der gesamten Metallprobe fließen deshalb Metalle dazu neigen, Leiter von Strom und Wärme zu sein.