Nie ma ostrej granicy między wiązaniami jonowymi, metalicznymi lub kowalencyjnymi.

Większość tlenków i siarczanów metali przejściowych ma silne właściwości kowalencyjne. Na przykład cały powód stosowania teorii pola ligandów zamiast teorii pola krystalicznego polega na tym, że opis jonowy (CFT) nie działa, a efekty kowalencyjne są ważne we wszystkich, z wyjątkiem najprostszych przypadków.

Jeśli chcesz wziąć jeszcze więcej kowalencyjnych cząsteczek, poszukaj związków metaloorganicznych, karbonylków metali, metalocenów itp.

Istnieją przykłady związków metali, które większość chemików uważa za kowalencyjne w chemii metaloorganicznej. Problem w tym, że nie wszyscy uważają niektóre z tych związków za kowalencyjne, ponieważ granica między jonami a kowalencjami nie jest tak ścisła i nie ma to znaczenia.

Związki alkilolitu i odczynniki Grignarda ($ \ ce { R-Li}, \ ce {RMgX} $) są uważane za kowalencyjne i są przedstawiane w ten sposób $ \ ce {CH_3CH_2-Li, CH_3-Mg ^ + I ^ -} $ (no +, - znaki powyżej węgiel i lit, a tylko wiązanie magnezowo-halogenowe w odczynnikach Grignarda jest jonowe), podczas gdy związki alkilowo-sodowe i potasowe są uważane za jonowe (jak acetylenek sodu).

Przykład glinoorganicznego związku kowalencyjnego to $ \ ce {Al (C_2H_5) _3} $.

Miedź organiczna wykazuje wiązania kowalencyjne między miedzią a węglem, jak w $ \ ce {(CH_3) _2CuLi} $.

Tam jest o wiele więcej przykładów w chemii metaloorganicznej.

Metale bloku d mają znaczną podatność na polaryzację, a zatem wiązania, w których uczestniczą, mogą mieć znaczący charakter kowalencyjny, taki jak w $ \ ce {RuO_4} $, $ \ ce { Hg (CH_3COO) _2} $, $ \ ce {Pb (CH_3COO) _4} $, $ \ ce {CuI} $ itp.

Rtęć (I) występuje w roztworze jako $ \ ce {Hg_2 ^ {2 +}} $, gdzie dwa jony rtęci są związane kowalencyjnie.

Nie ma ostrej granicy między wiązaniem jonowym i kowalencyjnym. Generalnie aniony jednoatomowe nie są wystarczająco stabilne, aby uzasadnić pełne przeniesienie elektronu z kationu, więc proste związki binarne mają zwykle znaczący charakter kowalencyjny, nawet jeśli ich struktura krystaliczna sugeruje inaczej. Na przykład $ \ ce {CsCl} $ ma mieć 25% kowalencyjnego charakteru. Z drugiej strony wiązania heteroatomowe mają zwykle charakter jonowy. Biorąc to pod uwagę, nie mamy wyraźnych grup jonowych i kowalencyjnych związków metali, ale raczej ich widmo.

• $ \ ce {CsClO4} $ byłby prawie czystym związkiem jonowym
• $ \ ce {CsCl} $ byłoby głównie jonowe
• $ \ ce {AlCl3} $ byłoby silnie polarne, ale znacząco kowalencyjne
• $ \ ce {CuS } $ byłby prawie czysto kowalencyjny
• $ \ ce {Li2} $ w fazie gazowej jest czysto kowalencyjny

Aby otrzymać strukturę z czysto kowalencyjnym wiązaniem, musimy wziąć pod uwagę homoatomowe wiązania z atomami w identycznym sąsiedztwie, w przeciwnym razie powstanie pewna polaryzacja, aw konsekwencji wiązanie jonowe. Takie cząsteczki z wiązaniami metal-metal istnieją.

• Zacznijmy od najbardziej klarownego (i co prawda najmniej znaczącego chemicznie) przykładu: zgrupuj jedno dwuatomowe cząsteczki metalu. Takie cząsteczki istnieją w fazie gazowej i można je wykryć spektroskopowo, chociaż energia wiązania jest dość niska ze względu na małą gęstość i stosunkowo nieznaczne nakładanie się orbitali.

• Dla grupy drugiej jest tam jest raport raczej złożonego związku z wiązaniem Mg-Mg

• W trzecim rzędzie znajdują się doniesienia o różnych związkach, z których najprostszy to $ \ ce {((((CH3) 3Si) 2CH) 2Al) 2} $ z bezpośrednim wiązaniem Al-Al.

• Istnieją doniesienia o $ \ ce {Sn2H6} $, czyli $ \ ce {(SnH3) 2} $

Należy jednak zauważyć, że przy atomach w lewym dolnym rogu układu okresowego wiązania homoatomowe są bardzo niestabilne, do tego stopnia, że ​​niemożliwe jest uzyskanie stabilnych związków.

Znanych jest wiele innych przykładów elementów D. Na początek $ \ ce {(Mn (CO) 5) 2} $ jest stosunkowo stabilnym związkiem z pojedynczym wiązaniem Mn-Mn. Jednak elementy d faworyzują złożone struktury z nietypowo zdelokalizowanym, ale wyraźnie kowalencyjnym wiązaniem, podobnie jak borany. Takie struktury są szczególnie powszechne w przypadku metali późno przejściowych, powiedzmy z prostokąta Cr-W-Pt-Ni. Przykładem może być $ \ ce {Rh6 (CO) 16} $, przyjmujące strukturę z atomami $ \ ce {Rh} $ tworzącymi (prawie) idealny ośmiościan.

Patrząc z innej strony, możemy szukać cząsteczek z metalem jako centralnym atomem. Są znacznie bardziej powszechne w zwykłej chemii, chociaż czasami może być kwestionowany charakter wiązania. Na przykład octan miedzi przyjmuje niezwykłą strukturę koła łopatkowego, ale można argumentować, że wiązanie miedź-tlen jest jonowe. Z drugiej strony, cząsteczki o wysokim stopniu utlenienia pierwiastka D zwykle mają efektywny ładunek centralnego atomu znacznie poniżej jego formalnego stanu utlenienia, więc takie związki można uznać za wysoce polarne, ale nadal kowalencyjne z natury. To powiedziawszy, wiele wyższych chlorków, tlenochlorków i fluorków można uznać za kowalencyjne, na przykład $ \ ce {TiCl4} $, $ \ ce {VCl4} $, $ \ ce {CrO2Cl2} $, $ \ ce {OsO4} $, $ \ ce {WF6} $, $ \ ce {AuF5} $.

Patrząc z trzeciej strony, możemy argumentować, że są to głównie związki kowalencyjne, w których metal jest związany z rodnikiem, które wyraźnie nie mogą ustabilizować ładunku ujemnego, takie jak cząsteczka $ \ ce {CO} $ lub $ \ ce {CH3 } $ i kilka innych organicznych fragmentów. Takie związki są znane dla większości metali w układzie okresowym, powiedzmy, $ \ ce {LiCH3} $, $ \ ce {CH3MgCl} $ (natura tych związków jest bardziej złożona niż jest to zwykle zapisane), $ \ ce {Al2 ( CH3) 6} $, $ \ ce {PbEt4} $ (tetraetyloołowiec) i wiele związków pierwiastków D, takich jak $ \ ce {(CH3) 2CuLi} $.

Tutaj głównie unikałem ogromnej puszki robaków zwanych „związkami koordynacyjnymi”, które obejmują (głównie) interakcje atomów pierwiastka D z różnymi dawcami par elektronów. Można argumentować, że niektóre z takich związków są głównie kowalencyjne, na przykład większość karbonyli metali, na przykład $ \ ce {Cr (CO) 6} $, ale niektóre z nich są głównie jonowe, na przykład $ \ ce {[FeF6] ^ {3 -}} $ lub dipol jonowy, na przykład $ \ ce {[Co (NH3) 6] ^ {2 +}} $

Nie ma wyraźnego rozdziału między wiązaniami jonowymi i kowalencyjnymi. Wartości elektroujemności są przydatne przy określaniu, czy wiązanie ma być klasyfikowane jako niepolarne, kowalencyjne czy jonowe. Zasada jest taka, że ​​gdy różnica elektroujemności jest większa niż 2,0 (elektroujemność według Paulinga), wiązanie jest uważane za jonowe.Jeśli różnica elektroujemności jest mniejsza niż 0,5, wiązanie jest niepolarne kowalencyjne.Jeśli różnica elektroujemności wynosi od 0,5 do 1,6 , wiązanie jest uważane za polarne kowalencyjne. Z tego powodu $ \ ce {CaO} $ jest jonowe, a $ \ ce {Be3N2} $ jest kowalencyjne.

Wiązanie kowalencyjne może polegać na połączeniu dwóch atomów tego samego pierwiastka w cząsteczkę (wiązanie pojedyncze) lub wiązaniu atomów z różnych elementów (związek kowalencyjny). Przykładami atomów, które stają się cząsteczkami, są zasadniczo cząsteczki dwuatomowe, takie jak H2, Cl2, I2 itd. Przykładami bardziej złożonych związków kowalencyjnych są metan, woda, amoniak i dwutlenek węgla. Istnieją również stałe związki kowalencyjne, które są głównie związkami alotropowymi węgla, takimi jak diament i grafit.