Charakteristika kovalentného prepojenia, vlastnosti, typy a príklady



kovalentné väzby sú typom spojenia medzi atómami, ktoré tvoria molekuly prostredníctvom zdieľania elektrónových párov. Tieto väzby, ktoré predstavujú pomerne stabilnú rovnováhu medzi jednotlivými druhmi, umožňujú každému atómu dosiahnuť stabilitu jeho elektronickej konfigurácie.

Tieto spojenia sú tvorené v jednoduchých, dvojitých alebo trojitých verziách a majú polárne a nepolárne znaky. Atómy môžu priťahovať ďalšie druhy, čím umožňujú tvorbu chemických zlúčenín. Toto spojenie môže nastať rôznymi silami, ktoré vytvárajú slabú alebo silnú príťažlivosť, alebo iónových znakov alebo výmenou elektrónov.

Kovalentné väzby sú považované za "silné" zväzky. Na rozdiel od iných silných väzieb (iónových väzieb), kovalentné väzby sa zvyčajne vyskytujú v nekovových atómoch av tých, ktoré majú podobné afinity pre elektróny (podobné elektrónové elektrónky), čo robí kovalentné väzby slabými a vyžaduje menej energie na rozbitie..

V tomto type spojenia sa zvyčajne používa takzvané pravidlo oktetov na odhadnutie množstva atómov, ktoré sa majú zdieľať: toto pravidlo uvádza, že každý atóm v molekule vyžaduje, aby 8 valenčných elektrónov zostalo stabilných. Prostredníctvom zdieľania musia dosiahnuť stratu alebo zisk elektrónov medzi druhmi.

index

  • 1 Charakteristiky
    • 1.1 Nepolárna kovalentná väzba
    • 1.2 Polárna kovalentná väzba
  • 2 Vlastnosti
    • 2.1 Pravidlo byte
    • 2.2 Rezonancia
    • 2.3 Aromatickosť
  • 3 Typy kovalentných väzieb
    • 3.1 Jednoduchý odkaz
    • 3.2 Dvojité prepojenie
    • 3.3 Trojitý odkaz
  • 4 Príklady
  • 5 Referencie

rysy

Kovalentné väzby sú ovplyvnené elektronegatívnou vlastnosťou každého z atómov zapojených do interakcie elektrónových párov; keď máte atóm s elektronegativitou značne väčšou ako atóm iného atómu v spojitosti, vytvorí sa polárna kovalentná väzba.

Keď však majú oba atómy podobné elektronegatívne vlastnosti, vytvorí sa nepolárna kovalentná väzba. To sa deje preto, že elektróny najviac elektronegatívnych druhov budú viac viazané na tento atóm ako v prípade najmenej elektronegatívnych.

Stojí za zmienku, že žiadna kovalentná väzba nie je úplne rovnaká, pokiaľ nie sú dva zúčastnené atómy identické (a teda majú rovnakú elektronegativitu).

Typ kovalentnej väzby závisí od rozdielu v elektronegativite medzi druhmi, kde hodnota medzi 0 a 0,4 vedie k nepolárnej väzbe a rozdiel 0,4 až 1,7 má za následok polárnu väzbu ( iónové väzby sa objavujú od 1.7).

Nepolárna kovalentná väzba

Nepolárna kovalentná väzba je generovaná, keď sú elektróny rovnomerne rozdelené medzi atómy. K tomu zvyčajne dochádza, keď dva atómy majú podobnú alebo rovnakú elektronickú afinitu (rovnaký druh). Čím viac sú podobné hodnoty elektronickej afinity medzi zúčastnenými atómami, tým silnejšia bude výsledná príťažlivosť.

K tomu zvyčajne dochádza v molekulách plynu, známych aj ako diatomické prvky. Nepolárne kovalentné väzby pracujú s rovnakou povahou ako polárne (atóm vyššej elektronegativity priťahuje elektrón alebo elektróny iného atómu silnejšie).

Avšak v diatomických molekulách sú elektronegativity zrušené, pretože sú rovnaké a majú za následok nulovú záťaž.

Nepolárne väzby sú rozhodujúce v biológii: pomáhajú tvoriť väzby kyslíka a peptidov, ktoré sú pozorované v reťazcoch aminokyselín. Molekuly s vysokým množstvom nepolárnych väzieb sú zvyčajne hydrofóbne.

Polárna kovalentná väzba

Polárna kovalentná väzba nastáva, keď existuje nerovnaké zdieľanie elektrónov medzi dvoma druhmi zapojenými do spojenia. V tomto prípade má jeden z dvoch atómov elektronegativitu značne väčšiu ako druhá, a preto pritiahne viac elektrónov z únie..

Výsledná molekula bude mať mierne pozitívnu stranu (tá, ktorá má najnižšiu elektronegativitu) a mierne negatívnu stranu (s týmto atómom s najvyššou elektronegativitou). Tiež bude mať elektrostatický potenciál, ktorý poskytne zlúčenine schopnosť viazať sa slabo na iné polárne zlúčeniny.

Najbežnejšími polárnymi väzbami sú atómy vodíka s viac elektronegatívnymi atómami, ktoré tvoria zlúčeniny, ako je voda (H2O).

vlastnosti

V štruktúrach kovalentných väzieb sa berie do úvahy rad vlastností, ktoré sa podieľajú na štúdiu týchto zväzkov a pomáha pochopiť tento jav zdieľania elektrónov:

Oktetové pravidlo

Oktetové pravidlo formuloval americký fyzik a chemik Gilbert Newton Lewis, aj keď tam boli vedci, ktorí ho študovali pred ním.

Je to pravidlo, ktoré odráža pozorovanie, že atómy reprezentatívnych prvkov sa zvyčajne kombinujú tak, že každý atóm dosiahne osem elektrónov vo svojom valenčnom plášti, čo vedie k tomu, že má elektronickú konfiguráciu podobnú ušľachtilým plynom. Na znázornenie týchto odborov sa používajú Lewisove diagramy alebo štruktúry.

Existujú výnimky z tohto pravidla, napríklad pre druhy s neúplnou valenciou (molekuly so siedmimi elektrónmi ako CH3, a reaktívne šesť-elektrónové druhy ako BH3); to sa tiež deje v atómoch s veľmi malým počtom elektrónov, ako napríklad hélium, vodík a lítium.

rezonancie

Rezonancia je nástroj používaný na reprezentáciu molekulárnych štruktúr a predstavuje delokalizované elektróny, kde väzby nemôžu byť exprimované s jednou Lewisovou štruktúrou..

V týchto prípadoch musia byť elektróny reprezentované niekoľkými "príspevkovými" štruktúrami, nazývanými rezonančné štruktúry. Inými slovami, rezonancia je ten termín, ktorý navrhuje použitie dvoch alebo viacerých Lewisových štruktúr na reprezentáciu konkrétnej molekuly.

Táto koncepcia je úplne ľudská a neexistuje žiadna alebo iná štruktúra molekuly v danom čase, ale môže existovať v akejkoľvek verzii tohto (alebo vo všetkých) súčasne..

Okrem toho prispievajúce (alebo rezonujúce) štruktúry nie sú izoméry: len poloha elektrónov sa môže líšiť, ale nie jadrá atómu.

aromaticita

Tento koncept sa používa na opis cyklickej a plochej molekuly s kruhom rezonančných väzieb, ktoré vykazujú väčšiu stabilitu ako iné geometrické usporiadania s rovnakou atómovou konfiguráciou.

Aromatické molekuly sú veľmi stabilné, pretože sa nerozbijú ľahko alebo zvyčajne reagujú s inými látkami. V benzéne sú prototypy konjugovaných väzieb prototypov aromatických zlúčenín, pi (π) vytvorené v dvoch odlišných rezonančných štruktúrach, ktoré tvoria šesťuholník s vysokou stabilitou..

Sigma link (Σ)

Je to najjednoduchší odkaz, v ktorom sa stretávajú dva "s" orbitály. Sigma väzby sú prezentované vo všetkých jednoduchých kovalentných väzbách a môžu sa vyskytovať aj v „p“ orbitaloch, zatiaľ čo tieto sa na seba pozerajú.

Link pi (π)

Toto prepojenie je medzi dvoma „p“ orbitálmi, ktoré sú paralelné. Sú spojené vedľa seba (na rozdiel od sigma, ktorá sa pripája k sebe) a tvoria oblasti s elektronickou hustotou nad a pod molekulou.

Dvojité a trojité kovalentné väzby zahŕňajú jednu alebo dve pi väzby a tieto dávajú molekule tuhú formu. Pi prepojenia sú slabšie ako sigma, pretože sa menej prekrývajú.

Typy kovalentných väzieb

Kovalentné väzby medzi dvoma atómami môžu byť tvorené dvojicou elektrónov, ale môžu byť tiež tvorené dvoma alebo dokonca tromi pármi elektrónov, takže budú vyjadrené ako jednoduché, dvojité a trojité väzby, ktoré sú reprezentované rôznymi typmi väzieb. križovatky (sigma a pi odkazy) pre každého.

Jednoduché prepojenia sú najslabšie a trojité najsilnejšie; toto sa deje preto, že trojice sú tie, ktoré majú najkratšiu dĺžku spojenia (najväčšia príťažlivosť) a najvyššiu energiu spojenia (vyžadujú viac energie na rozbitie).

Jednoduchý odkaz

Je to zdieľanie jedného páru elektrónov; to znamená, že každý zúčastnený atóm zdieľa jeden elektrón. Tento zväzok je najslabší a zahŕňa jednu sigma väzbu (σ). Je reprezentovaný čiarou medzi atómami; napríklad v prípade molekuly vodíka (H2):

H-H

Dvojité prepojenie

V tomto type väzby tvoria dva spoločné páry elektrónov väzby; to znamená, že sú zdieľané štyri elektróny. Tento odkaz zahŕňa sigma (σ) a pi (π) prepojenie a je reprezentovaný dvoma pomlčkami; napríklad v prípade oxidu uhličitého (CO2):

O = C = O

Trojitý odkaz

Táto väzba, najsilnejšia, ktorá existuje medzi kovalentnými väzbami, nastáva, keď atómy zdieľajú šesť elektrónov alebo tri páry, v spojitosti sigma (σ) a dvoch pi (π). Je znázornený tromi pruhmi a môže byť pozorovaný v molekulách, ako je acetylén (C2H2):

H-C = C-H

Nakoniec boli pozorované štvornásobné väzby, ale sú zriedkavé a sú obmedzené hlavne na kovové zlúčeniny, ako je acetát chrómnatý a ďalšie..

Príklady

Pre jednoduché prepojenia je najbežnejším prípadom vodík, ako je možné vidieť nižšie:

V prípade trojitej väzby ide o dusík v oxidoch dusíka (N2O), ako je vidieť nižšie, s viditeľnými sigma a pi linkami:

referencie

  1. Chang, R. (2007). Chémia. (9. vydanie). McGraw-Hill.
  2. Chem Libretexts. (N. D.). Zdroj: chem.libretexts.org
  3. Anne Marie Helmenstine, P. (s.f.). Zdroj: thinkco.com
  4. Lodish, H., Berk, A., Zipursky, S.L., Matsudaira, P., Baltimore, D., & Darnell, J. (2000). Molekulárna bunková biológia. New York: W. H. Freeman.
  5. Wikiversity. (N. D.). Zdroj: en.wikiversity.org