Атомы большинства элементов не суще­ствуют отдельно, так как могут взаимодействовать между собой. При этом взаимодействии образуются более сложные части­цы.

Природа химической связи состоит в действии электростатических сил, которые являются силами взаимодействия между электричес­кими зарядами. Такие заряды имеют электроны и ядра атомов.

Электроны, расположенные на внешних электронных уровнях (валентные электроны) находясь дальше всех от ядра, слабее всего с ним взаимодействуют, а значит способны отрываться от ядра. Именно они отвечают за связывание атомов друг с другом.

Типы взаимодействия в химии

Типы химической связи можно представить в виде следующей таблицы:

Характеристика ионной связи

Химическое взаимодействие, которое образуется из-за притяжения ионов , имеющих разные заряды, называется ионным. Такое происходит, если связываемые атомы имеют существенную разницу в электроотрицательности (то есть способности притягивать электроны) и электронная пара переходит к более электроотрицательному элементу. Результатом такого перехода электронов от одного атома к другому является образование заряженных частиц - ионов. Между ними и возникает притяжение.

Наименьшими показателями электроотрицательности обладают типичные металлы , а наибольшими - типичные неметаллы. Ионы, таким образом, образуются при взаимодействии между типичными металлами и типичными неметаллами.

Атомы металла становятся положительно заряженными ионами (катионами), отдавая электроны внешних электронных уровней, а неметаллы принимают электроны, превращаясь таким образом в отрицательно заряженные ионы (анионы).

Атомы переходят в более устойчивое энергетическое состояние, завершая свои электронные конфигурации.

Ионная связь ненаправленная и не насыщаемая, так как электростатическое взаимодействие происходит во все стороны, соответственно ион может притягивать ионы противоположного знака во всех направлениях.

Расположение ионов таково, что вокруг каждого находится определённое число противоположно заряженных ионов. Понятие «молекула» для ионных соединений смысла не имеет .

Примеры образования

Образование связи в хлориде натрия (nacl) обусловлено передачей электрона от атома Na к атому Cl с образованием соответствующих ионов:

Na 0 - 1 е = Na + (катион)

Cl 0 + 1 е = Cl — (анион)

В хлориде натрия вокруг катионов натрия расположено шесть анионов хлора, а вокруг каждого иона хлора — шесть ионов натрия.

При образовании взаимодействия между атомами в сульфиде бария происходят следующие процессы:

Ba 0 - 2 е = Ba 2+

S 0 + 2 е = S 2-

Ва отдаёт свои два электрона сере в результате чего образуются анионы серы S 2- и катионы бария Ba 2+ .

Металлическая химическая связь

Число электронов внешних энергетических уровней металлов невелико, они легко отрываются от ядра. В результате такого отрыва образуются ионы металла и свобод­ные электроны. Эти электроны называются «электронным газом». Электроны свободно перемещаются по объёму металла и постоянно связываются и отрываются от атомов.

Строение вещества металла таково: кристаллическая решётка является остовом вещества, а между её узлами электроны могут свободно перемещаться.

Можно привести следующие примеры:

Mg - 2е <-> Mg 2+

Cs - e <-> Cs +

Ca - 2e <-> Ca 2+

Fe - 3e <-> Fe 3+

Ковалентная: полярная и неполярная

Наиболее распространённым видом химического взаимодействия является ковалентная связь. Значения электроотрицательности элементов, вступающих во взаимодействие, отличаются не резко, в связи с этим происходит только смещение общей электронной пары к более электроотрицательному атому.

Ковалентное взаимодействие может образовываться по обменному механизму или по донорно-акцепторному.

Обменный механизм реализуется, если у каждого из атомов есть неспаренные электроны на внешних электронных уровнях и перекрывание атомных орбиталей приводит к возникновению пары электронов, принадлежащей уже обоим атомам. Когда же у одного из атомов есть пара электронов на внешнем электронном уровне, а у другого — свободная орбиталь, то при перекрывании атомных орбиталей происходит обобществление электронной пары и взаимодействие по донорно-акцепторному механизму.

Ковалентные разделяются по кратности на:

• простые или одинарные;
• двойные;
• тройные.

Двойные обеспечивают обобществление сразу двух пар электронов, а тройные — трёх.

По распределению электронной плотности (полярности) между связываемыми атомами ковалентная связь делится на:

• неполярную;
• полярную.

Неполярную связь образуют одинаковые атомы, а полярную - разные по электроотрицательности.

Взаимодействие близких по электроотрицательности атомов называют неполярной связью. Общая пара электронов в такой молекуле не притянута ни к одному из атомов, а принадлежит в равной мере обоим.

Взаимодействие различающихся по электроотрицательности элементов приводит к образованию полярных связей. Общие электронные пары при таком типе взаимодействия притягиваются более электроотрицательным элементом, но полностью к нему не переходят (то есть образования ионов не происходит). В результате такого смещения электронной плотности на атомах появляются частичные заряды: на более электроотрицательном — отрицательный заряд, а на менее — положительный.

Свойства и характеристика ковалентности

Основные характеристики ковалентной связи:

• Длина определяется расстоянием между ядрами взаимодействующих атомов.
• Полярность определяется смещением электронного облака к одному из атомов.
• Направленность - свойство образовывать ориентированные в пространстве связи и, соответственно, молекулы, имеющие определённые геометрические формы.
• Насыщаемость определяется способностью образовывать ограниченное число связей.
• Поляризуемость определяется способностью изменять полярность под действием внешнего электрического поля.
• Энергия необходимая для разрушения связи, определяющая её прочность.

Примером ковалентного неполярного взаимодействия могут быть молекулы водорода (H2) , хлора (Cl2), кислорода (O2), азота (N2) и многие другие.

H· + ·H → H-H молекула имеет одинарную неполярную связь,

O: + :O → O=O молекула имеет двойную неполярную,

Ṅ: + Ṅ: → N≡N молекула имеет тройную неполярную.

В качестве примеров ковалентной связи химических элементов можно привести молекулы углекислого (CO2) и угарного (CO) газа, сероводорода (H2S), соляной кислоты (HCL), воды (H2O), метана (CH4) , оксида серы (SO2) и многих других.

В молекуле CO2 взаимосвязь между углеродом и атомами кислорода ковалентная полярная, так как более электроотрицательный водород притягивает к себе электронную плотность. Кислород имеет два неспаренных электрона на внешнем уровне, а углерод может предоставить для образования взаимодействия четыре валентных электрона. В результате образуются двойные связи и молекула выглядит так: O=C=O.

Для того чтобы определиться с типом связи в той или иной молекуле, достаточно рассмотреть составляющие её атомы. Простые вещества металлы образуют металлическую, металлы с неметаллами — ионную, простые вещества неметаллы — ковалентную неполярную, а молекулы, состоящие из разных неметаллов, образуются посредством ковалентной полярной связью.

Данные по энергии ионизации (ЭИ), ПЭИ и составу стабильных молекул - их настоящие значения и сравнения - как свободных атомов, так и атомов, связанных в молекулы, позволяют нам понять как атомы образуют молекулы посредством механизма ковалентной связи.

КОВАЛЕНТНАЯ СВЯЗЬ - (от латинского «со» совместно и «vales» имеющий силу) (гомеополярная связь), химическая связь между двумя атомами, возникающая при обобществлении электронов, принадлежавших этим атомам. Ковалентной связью соединены атомы в молекулах простых газов. Связь, при которой имеется одна общая пара электронов, называется одинарной; существуют также двойные и тройные связи.

Рассмотрим несколько примеров, чтобы увидеть, как мы можем использовать наши правила для определения количества ковалентных химических связей, которые может образовать атом, если мы знаем количество электронов на внешней оболочке данного атома и заряд его ядра. Заряд ядра и количество электронов на внешней оболочке определяются экспериментальным путем и включены в таблицу элементов.

Расчет возможного числа ковалентных связей

Для примера, подсчитаем количество ковалентных связей, которые могут образовать натрий (Na), алюминий (Al), фосфор (P), и хлор (Cl) . Натрий (Na) и алюминий (Al) имеют, соответственно 1 и 3 электрона на внешней оболочке, и, по первому правилу (для механизма образования ковалентной связи используется один электрон на внешней оболочке), они могут образовать:натрий (Na) - 1 и алюминий (Al) - 3 ковалентных связи. После образования связей количество электронов на внешних оболочках натрия (Na) и алюминия (Al) равно, соответственно, 2 и 6; т.е., менее максимального количества (8) для этих атомов. Фосфор (P) и хлор (Cl) имеют, соответственно, 5 и 7 электронов на внешней оболочке и, согласно второй из вышеназванных закономерностей, они могли бы образовать 5 и 7 ковалентных связей. В соответствии с четвертой закономерностью образование ковалентной связи, число электронов на внешней оболочке этих атомов увеличивается на 1. Согласно шестой закономерности, когда образуется ковалентная связь, число электронов на внешней оболочке связываемых атомов не может быть более 8. То есть, фосфор (P) может образовать только 3 связи (8-5 = 3), в то время как хлор (Cl) может образовать только одну (8-7 = 1).

Пример: на основании анализа мы обнаружили, что некое вещество состоит из атомов натрия (Na) и хлора (Cl) . Зная закономерности механизма образования ковалентных связей, мы можем сказать, что натрий (Na ) может образовать только 1 ковалентную связь. Таким образом, мы можем предположить, что каждый атом натрия (Na) связан с атомом хлора (Cl) посредством ковалентной связи в этом веществе, и что это вещество состоит из молекул атома NaCl . Формула строения для этой молекулы: Na - Cl. Здесь тире (-) означает ковалентную связь. Электронную формулу этой молекулы можно показать следующим образом:
. .
Na: Cl:
. .
В соответствии с электронной формулой, на внешней оболочке атома натрия (Na) в NaCl имеется 2 электрона, а на внешней оболочке атома хлора (Cl) находится 8 электронов. В данной формуле электроны (точки) между атомами натрия (Na) и хлора (Cl) являются связующими электронами. Поскольку ПЭИ у хлора (Cl) равен 13 эВ, а у натрия (Na) он равен 5,14 эВ, связующая пара электронов находится гораздо ближе к атому Cl , чем к атому Na . Если энергии ионизации атомов, образующих молекулу сильно различаются, то образовавшаяся связь будет полярной ковалентной связью.

Рассмотрим другой случай. На основании анализа мы обнаружили, что некое вещество состоит из атомов алюминия (Al) и атомов хлора (Cl) . У алюминия (Al) имеется 3 электрона на внешней оболочке; таким образом, он может образовать 3 ковалентные химические связи, в то время хлор (Cl) , как и в предыдущем случае, может образовать только 1 связь. Это вещество представлено как AlCl 3 , а его электронную формулу можно проиллюстрировать следующим образом:

Рисунок 3.1. Электронная формула AlCl 3

чья формула строения:
Cl - Al - Cl
Cl

Эта электронная формула показывает, что у AlCl 3 на внешней оболочке атомов хлора (Cl ) имеется 8 электронов, в то время, как на внешней оболочке атома алюминия (Al) их 6. По механизму образования ковалентной связи, оба связующих электрона (по одному от каждого атома) поступают на внешние оболочки связываемых атомов.

Кратные ковалентные связи

Атомы, имеющие более одного электрона на внешней оболочке, могут образовывать не одну, а несколько ковалентных связей между собой. Такие связи называются многократными (чаще кратными ) связями. Примерами таких связей служат связи молекул азота (N = N ) и кислорода (O = O ).

Связь, образующаяся при объединении одинарных атомов называется гомоатомной ковалентной связью,е сли атомы разные, то связь называется гетероатомнной ковалентной связью [греческие префексы "гомо" и "гетеро" соответственно означают одинаковые и разные].

Представим, как в действительности выглядит молекула со спаренными атомами. Самая простая молекула со спаренными атомами - это молекула водорода.

Вещества молекулярного строения образуются с помощью особого вида взаимосвязи. Ковалентная связь в молекуле, полярная и неполярная, также называется атомной. Это название происходит от латинского «co» — «совместно» и «vales» — «имеющий силу». При таком способе образования соединений пара электронов делится между двумя атомами.

Что такое ковалентная полярная и неполярная связь? Если новое соединение образуется таким образом, то происходит обобществление электронных пар. Обычно такие вещества имеют молекулярное строение: Н 2 , О 3 , HCl, HF, CH 4 .

Есть и немолекулярные вещества, в которых атомы связаны таким образом. Это так называемые атомные кристаллы: алмаз, диоксид кремния, карбид кремния. В них каждая частица связана с четырьмя другими, в результате получается очень прочный кристалл. Кристаллы с молекулярной структурой обычно не отличаются высокой прочностью.

Свойства такого способа образования соединений:

• кратность;
• направленность;
• степень полярности;
• поляризуемость;
• сопряжение.

Кратность - это количество поделенных электронных пар. Их может быть от одной до трех. У кислорода до заполнения оболочки двух электронов не хватает, поэтому она будет двойной. У азота в молекуле N 2 она тройная.

Поляризуемость - возможность образования ковалентной полярной связи и неполярной. При этом она может быть более или менее полярна, ближе к ионной или наоборот - в этом заключается свойство степени полярности.

Направленность означает, что атомы стремятся соединиться таким образом, чтобы между ними осталась как можно большая электронная плотность. О направленности имеет смысл говорить тогда, когда соединяются p или d-орбитали. S-орбитали сферически симметричны, для них все направления равноценны. У p-орбиталей неполярная или полярная ковалентная связь направлена вдоль их оси, так что две «восьмерки» перекрываются вершинами. Это σ-связь. Существуют и менее прочные π-связи. В случае p-орбиталей «восьмерки» перекрываются боковыми сторонами вне оси молекулы. В двойном или тройном случае p-орбитали образуют одну σ-связь, а остальные будут типа π.

Сопряжение - это чередование простых и кратных, делающее молекулу более стабильной. Такое свойство характерно для сложных органических соединений.

Виды и способы образования химических связей

Полярность

Важно! Как определить, вещества с неполярной ковалентной или полярной связью перед нами? Это очень просто: первая всегда возникает между одинаковыми атомами, а вторая - между разными, имеющими неодинаковую электроотрицательность.

Примеры ковалентной неполярной связи - простые вещества:

• водород Н 2 ;
• азот N 2 ;
• кислород О 2 ;
• хлор Cl 2 .

Схема образования ковалентной неполярной связи показывает, что с помощью объединения электронной пары атомы стремятся дополнить внешнюю оболочку до 8 или 2 электронов. Например, фтору не хватает одного электрона до восьмиэлектронной оболочки. После образования поделенной электронной пары она заполнится. Распространенная формула вещества с ковалентной неполярной связью - двухатомная молекула.

Полярно обычно связываются только :

• Н 2 О;
• CH 4 .

Но бывают и исключения, такие как AlCl 3 . Алюминий обладает свойством амфотерности, то есть в одних соединениях он ведет себя как металл, а в других - как неметалл. Разница в электроотрицательности в этом соединении небольшая, поэтому алюминий соединяется с хлором именно так, а не по ионному типу.

В этом случае молекулу образуют разные элементы, но разница в электроотрицательности не так велика, чтобы электрон полностью перешел от одного атома к другому, как в веществах ионного строения.

Схемы образования ковалентной структуры этого типа показывают, что электронная плотность смещается к более электроотрицательному атому, то есть поделенная электронная пара находится к одному из них ближе, чем ко второму. Части молекулы приобретают заряд, который обозначается греческой буквой дельта. В хлороводороде, например, хлор становится заряжен более отрицательно, а водород - более положительно. Заряд будет частичный, а не целый, как у ионов.

Важно! Не следует путать полярность связи и полярность молекулы. В метане СН4, например, атомы связаны полярно, а сама молекула неполярна.

Полезное видео: полярная и неполярная ковалентная связь

Механизм образования

Образование новых веществ может проходить по обменному или донорно-акцепторному механизму. При этом объединяются атомные орбитали. Возникает одна или несколько молекулярных орбиталей. Они отличаются тем, что охватывают оба атома. Как и на атомной, на ней может находиться не более двух электронов, причем их спины тоже должны быть разнонаправленными.

Как определить, какой механизм задействован? Это можно сделать по числу электронов на внешних орбиталях.

Обменный

В этом случае электронная пара на молекулярной орбитали образуется из двух неспаренных электронов, каждый из которых принадлежит своему атому. Каждый из них стремится заполнить свою внешнюю электронную оболочку, сделать ее устойчивой восьми- или двухэлектронной. Так обычно образуются вещества с неполярной структурой.

Для примера рассмотрим соляную кислоту HCl. У водорода на внешнем уровне один электрон. У хлора - семь. Нарисовав схемы образования ковалентной структуры для него, увидим, что для заполнения внешней оболочки каждому из них не хватает по одному электрону. Поделив между собой электронную пару, они смогут завершить внешнюю оболочку. По такому же принципу образуются и двухатомные молекулы простых веществ, например, водорода, кислорода, хлора, азота и других неметаллов.

Механизм образования

Донорно-акцепторный

Во втором случае оба электрона представляют собой неподеленную пару и принадлежат одному атому (донору). У другого (акцептора) есть свободная орбиталь.

Формула вещества с ковалентной полярной связью, образованной таким образом, например, ион аммония NH 4 +. Он образуется из иона водорода, в котором есть свободная орбиталь, и аммиака NH3, содержащего один «лишний» электрон. Электронная пара из аммиака обобществляется.

Гибридизация

Когда электронная пара обобществляется между орбиталями различной формы, например, s и р, образуется гибридное электронное облако sp. Такие орбитали сильнее перекрываются, поэтому связываются прочнее.

Так устроены молекулы метана и аммиака. В молекуле метана СН 4 должны были образоваться три связи по p-орбиталям и одна по s. Вместо этого орбиталь гибридизируется с тремя р-орбиталями, получаются три гибридные sp3-орбитали в форме вытянутых капель. Это происходит потому, что электроны 2s и 2p имеют близкую энергию, они взаимодействуют друг с другом при соединении с другим атомом. Тогда можно образовать гибридную орбиталь. Получившаяся молекула имеет форму тетраэдра, водород располагается в его вершинах.

Другие примеры веществ с гибридизацией:

• ацетилен;
• бензол;
• алмаз;
• вода.

Для углерода характерна spЗ-гибридизация, поэтому она часто встречается в органических соединениях.

Полезное видео: ковалентная полярная связь

Вывод

Ковалентная связь, полярная или неполярная, характерна для веществ молекулярного строения. Неполярно связаны атомы одного элемента, а полярно - разных, но с ненамного отличающейся электроотрицательностью. Обычно таким образом соединяются элементы-неметаллы, но бывают и исключения, такие как алюминий.

Ковалентная связь осуществляется за счёт обобществления электронов, принадлежащих обоим участвующим во взаимодействии атомам. Электроотрицательности неметаллов достаточно велики, поэтому передачи электронов не происходит.

Электроны, находящиеся на перекрывающихся электронных орбиталях, поступают в общее пользование. При этом создаётся ситуация, при которой внешние электронные уровни атомов оказываются заполненными, то есть образуется 8-ми или 2-х электронная внешняя оболочка.

Состояние, при котором электронная оболочка заполнена полностью, характеризуется наименьшей энергией, а соответственно, и максимальной устойчивостью.

Механизмов образования два:

1. донорно-акцепторный;
2. обменный.

В первом случае один из атомов предоставляет свою пару электронов, а второй - свободную электронную орбиталь.

Во втором - в общую пару приходит по одному электрону от каждого участника взаимодействия.

В зависимости от того, к какому типу относятся - атомному или молекулярному, соединения с подобным видом связи могут значительно различаться по физико-химическим характеристикам.

Молекулярные вещества чаще всего газы, жидкость или твёрдые вещества с низкими температурами плавления и кипения, неэлектропроводные, обладающие малой прочностью. К ним можно отнести: водород (H 2), кислород (O 2), азот (N 2), хлор (Cl 2), бром (Br 2), ромбическую серу (S 8), белый фосфор (P 4) и другие простые вещества; диоксид углерода (CO 2), диоксид серы (SO 2), оксид азота V (N 2 O 5), воду (H 2 O), хлороводород (HCl), фтороводород (HF), аммиак (NH 3), метан (CH 4), этиловый спирт (C 2 H 5 OH), органические полимеры и другие.

Вещества атомные существуют в виде прочных кристаллов, имеющих высокие температуры кипения и плавления, не растворимы в воде и прочих растворителях, многие не проводят электрический ток. Как пример можно привести алмаз, который обладает исключительной прочностью. Это объясняется тем, что алмаз представляет собой кристалл, состоящий из атомов углерода, соединённых ковалентными связями. В алмазе нет отдельных молекул. Также атомным строением обладают такие вещества, как графит, кремний (Si), диоксид кремния (SiO 2), карбид кремния (SiC) и другие.

Ковалентные связи могут быть не только одинарными (как в молекуле хлора Cl2), но также двойные, как в молекуле кислорода О2, или тройные, как, например, в молекуле азота N2. При этом тройные имеют большую энергию и более прочны, чем двойные и одинарные.

Ковалентная связь может быть образована как между двумя атомами одного элемента (неполярная), так и между атомами различных химических элементов (полярная).

Указать формулу соединения с ковалентной полярной связью не представляет труда, если сравнить значения электроотрицательностей, входящих в состав молекул атомов. Отсутствие разницы в электроотрицательности определит неполярность. Если же разница есть, то молекула будет полярна.

Не пропустите: механизм образования , конкретные примеры.

Ковалентная неполярная химическая связь

Характерна для простых веществ неметаллов . Электроны принадлежат атомам в равной степени, и смещения электронной плотности не происходит.

Примером могут служить следующие молекулы:

H2, O2, О3, N2, F2, Cl2.

Исключением являются инертные газы . Их внешний энергетический уровень заполнен полностью, и образование молекул им энергетически не выгодно, в связи с чем они существуют в виде отдельных атомов.

Также примером веществ с неполярной ковалентной связью будет, например, РН3. Несмотря на то, что вещество состоит из различных элементов, значения электроотрицательностей элементов фактически не различаются, а значит, смещения электронной пары происходить не будет.

Ковалентная полярная химическая связь

Рассматривая ковалентную полярную связь, примеров можно привести множество: HCl, H2O, H2S, NH3, CH4, CO2, SO3, CCl4, SiO2, СО.

образуется между атомами неметаллов с различной электроотрицательностью. При этом ядро элемента с большей электроотрицательностью притягивает общие электроны ближе к себе.

Схема образования ковалентной полярной связи

В зависимости от механизма образования общими могут становиться электроны одного из атомов или обоих .

На картинке наглядно представлено взаимодействие в молекуле соляной кислоты.

Пара электронов принадлежит и одному атому, и второму, у обоих, таким образом, внешние уровни заполнены. Но более электроотрицательный хлор притягивает пару электронов чуть ближе к себе (при этом она остаётся общей). Разница в электроотрицательности недостаточно большая, чтобы пара электронов перешла к одному из атомов полностью. В результате возникает частичный отрицательный заряд у хлора и частичный положительный у водорода. Молекула HCl является полярной молекулой.

Физико-химические свойства связи

Связь можно охарактеризовать следующими свойствами : направленность, полярность, поляризуемость и насыщаемость.

Ковалентная химическая связь возникает между атомами с близкими или равными значениями электроотрицательностей. Предположим, что хлор и водород стремятся отнять электроны и принять структуру ближайшего благородного газа, значит ни один из них не отдаст электрон другому. Каким же способом они все таки соединяются? Все просто – они поделятся друг с другом, образуется общая электронная пара.

Теперь рассмотрим отличительные черты ковалентной связи.

В отличие от ионных соединений, молекулы ковалентных соединений удерживаются вместе за счет «межмолекулярных сил», которые намного слабее химических связей. В связи с этим, ковалентной связи характерна насыщаемость – образование ограниченного числа связей.

Известно, что атомные орбитали ориентированы в пространстве определенным образом, поэтому при образовании связи, перекрывание электронных облаков происходит в определенном направлении. Т.е. реализуется такое свойство ковалентной связи как направленность.

Если ковалентная связь в молекуле образована одинаковыми атомами или атомами с равной электроотрицательностью, то такая связь не имеет полярности, т.е электронная плотность распределяется симметрично. Называется она неполярной ковалентной связью (H 2 , Cl 2 , O 2 ). Связи могут быть как одинарными, так и двойными, тройными.

Если электроотрицательности атомов различаются, то при их соединении электронная плотность распределяется между атомами неравномерно и образуется ковалентная полярная связь (HCl, H 2 O, CO), кратность которой также может быть различной. При образовании данного типа связи, более электроотрицательный атом приобретает частичный отрицательный заряд, а атом с меньшей электроотрицательностью – частичный положительный заряд (δ- и δ+). Образуется электрический диполь, в котором заряды, противоположные по знаку, расположены на неком расстоянии друг от друга. В качестве меры полярности связи используют дипольный момент:

Полярность соединения тем более выражена, чем больше дипольный момент. Молекулы будут иметь неполярный характер, если дипольный момент равен нулю.

В связи с вышеперечисленными особенностями, можно заключить, что ковалентные соединения летучи, имеют низкие температуры плавления и кипения. Электрический ток не может проходить через эти соединения, следовательно, они плохие проводники и хорошие изоляторы. При подводе тепла, многие соединения с ковалентной связью, загораются. В большей части это углеводороды, а также оксиды, сульфиды, галогениды неметаллов и переходных металлов.

Категории ,