Kaukana viimeisestä roolista maailman järjestäytymisen kemiallisella tasolla on rakenteellisten hiukkasten yhdistämismenetelmä, yhteenliittäminen. Suurimmalla osalla yksinkertaisista aineista, nimittäin ei-metalleista, on kovalenttinen ei-polaarinen sidos, lukuun ottamatta inerttejä kaasuja. Metalleilla puhtaassa muodossaan on erityinen sidostapa, joka toteutuu kidehilassa olevien vapaiden elektronien sosialisoitumisen kautta.
Kaikissa monimutkaisissa aineissa (paitsi joissakin orgaanisissa aineissa) on kovalenttisia polaarisia kemiallisia sidoksia. Näiden yhdisteiden tyyppejä ja esimerkkejä käsitellään alla. Sillä välin on selvitettävä, mikä atomin ominaisuus vaikuttaa sidoksen polarisaatioon.
Elektronegatiivisuus
Atomilla tai pikemminkin niiden ytimillä (jotka, kuten tiedämme, ovat positiivisesti varautuneita), on kyky vetää puoleensa ja pitää elektronitiheys, erityisesti kemiallisen sidoksen muodostumisen aikana. Tätä ominaisuutta kutsuttiin elektronegatiivisuudeksi. Jaksotaulukossa sen arvo kasvaa jaksoissa ja elementtien pääalaryhmissä. Elektronegatiivisuuden arvo ei ole aina vakio ja voi muuttua esimerkiksi hybridisaation tyyppiä muuttaessaatomikiertoradat.
Kemialliset sidokset, joiden tyypit ja esimerkit osoitetaan alla, tai pikemminkin näiden sidosten paikantaminen tai osittainen siirtyminen johonkin sitoutuvaan osallistujaan, selittyy tarkasti yhden tai toisen elementin elektronegatiivisella ominaisuudella. Siirtyminen tapahtuu atomille, jolle se on vahvempi.
Kovalenttinen ei-polaarinen sidos
Kovalenttisen ei-polaarisen sidoksen "kaava" on yksinkertainen - kaksi samantyyppistä atomia yhdistävät valenssikuoriensa elektronit yhteispariksi. Tällaista paria kutsutaan jaetuksi, koska se kuuluu tasapuolisesti molemmille sidoksen osallistujille. Elektronitiheyden sosialisoitumisen ansiosta elektroniparin muodossa atomit siirtyvät vakaampaan tilaan, kun ne täydentävät ulkoista elektronitasoaan, ja "oktettin" (tai "dopletin" tapauksessa yksinkertainen vetyaine H2, sillä on yksi s-orbitaali, jonka suorittamiseen tarvitaan kaksi elektronia) on ulkotason tila, johon kaikki atomit pyrkivät, koska sen täyttö vastaa tila, jolla on pienin energia.
Esimerkki ei-polaarisesta kovalenttisesta sidoksesta on epäorgaanisessa ja, vaikka se kuulostaa kuinka oudolta, mutta myös orgaanisessa kemiassa. Tämäntyyppinen sidos on luontainen kaikille yksinkertaisille aineille - ei-metalleille, paitsi jalokaasuille, koska inertin kaasuatomin valenssitaso on jo valmis ja siinä on oktetti elektroneja, mikä tarkoittaa, että sitoutuminen samanlaiseen ei tee järkevää ja on vielä vähemmän energiaa hyödyllinen. Orgaanisissa aineissa ei-polaarisuutta esiintyy yksittäisissä molekyyleissätietyn rakenteen ja on ehdollinen.
Kovalenttinen polaarinen sidos
Esimerkki ei-polaarisesta kovalenttisesta sidoksesta rajoittuu muutamaan yksinkertaisen aineen molekyyleihin, kun taas dipoliyhdisteet, joissa elektronitiheys on osittain siirtynyt kohti elektronegatiivisempaa alkuainetta, ovat v altaosa. Mikä tahansa atomien yhdistelmä, jolla on erilaiset elektronegatiivisuusarvot, antaa polaarisen sidoksen. Erityisesti sidokset orgaanisissa aineissa ovat kovalenttisia polaarisia sidoksia. Joskus ioniset, epäorgaaniset oksidit ovat myös polaarisia, ja suoloissa ja hapoissa ioninen sitoutumistyyppi on vallitseva.
Polaarisen sitoutumisen ääritapauksena ionityyppisiä yhdisteitä harkitaan joskus. Jos yhden alkuaineen elektronegatiivisuus on huomattavasti suurempi kuin toisen, elektronipari siirtyy kokonaan sidoskeskuksesta siihen. Näin tapahtuu erottuminen ioneiksi. Se, joka ottaa elektroniparin, muuttuu anioniksi ja saa negatiivisen varauksen, ja joka menettää elektronin, muuttuu kationiksi ja tulee positiiviseksi.
Esimerkkejä epäorgaanisista aineista, joissa on kovalenttinen ei-polaarinen sidostyyppi
Aineita, joissa on kovalenttinen ei-polaarinen sidos, ovat esimerkiksi kaikki binaariset kaasumolekyylit: vety (H - H), happi (O=O), typpi (sen molekyylissä 2 atomia on yhdistetty kolmoissidoksella (N=N)); nesteet ja kiinteät aineet: kloori (Cl - Cl), fluori (F - F), bromi (Br - Br), jodi (I - I). Sekä monimutkaiset aineet, jotka koostuvat eri alkuaineiden atomeista, mutta joissa on samatelektronegatiivisuusarvo, esimerkiksi fosforihydridi - pH3.
Orgaaniset ja ei-polaariset sidokset
On selvää, että kaikki orgaaninen aines on monimutkaista. Herää kysymys, kuinka monimutkaisessa aineessa voi olla ei-polaarinen sidos? Vastaus on melko yksinkertainen, jos ajattelet hieman loogisesti. Jos kytkettyjen alkuaineiden elektronegatiivisuusarvot eroavat merkityksettömästi eivätkä aiheuta dipolimomenttia yhdisteeseen, tällaista sidosta voidaan pitää ei-polaarisena. Juuri tämä on tilanne hiilen ja vedyn kanssa: kaikkia orgaanisten aineiden CH-sidoksia pidetään ei-polaarisina.
Esimerkki ei-polaarisesta kovalenttisesta sidoksesta on metaanimolekyyli, yksinkertaisin orgaaninen yhdiste. Se koostuu yhdestä hiiliatomista, joka valenssinsa mukaan on yhdistetty yksinkertaisilla sidoksilla neljän vetyatomin kanssa. Itse asiassa molekyyli ei ole dipoli, koska siinä ei ole varausten sijaintia, jossain määrin tetraedrisen rakenteen vuoksi. Elektronitiheys jakautuu tasaisesti.
Esimerkki ei-polaarisesta kovalenttisesta sidoksesta on monimutkaisemmissa orgaanisissa yhdisteissä. Se toteutuu mesomeeristen vaikutusten eli elektronitiheyden peräkkäisen vetäytymisen ansiosta, joka hiipuu nopeasti hiiliketjua pitkin. Joten heksakloorietaanimolekyylissä C-C-sidos on ei-polaarinen johtuen elektronitiheyden tasaisesta vetämisestä kuudella klooriatomilla.
Muut linkit
Kovalenttisen sidoksen, joka muuten voidaan toteuttaa myös luovuttaja-akseptorimekanismin mukaan, lisäksi on ionisia, metallisia javetysidoksia. Lyhyet ominaisuudet kahdesta toiseksi viimeisestä on esitetty yllä.
Vetysidos on molekyylien välinen sähköstaattinen vuorovaikutus, joka havaitaan, jos molekyylissä on vetyatomi ja mikä tahansa muu atomi, jossa on jakamattomia elektronipareja. Tämäntyyppinen sidos on paljon heikompi kuin muut, mutta koska aineeseen voi muodostua paljon näitä sidoksia, se vaikuttaa merkittävästi yhdisteen ominaisuuksiin.
