Značilnosti, lastnosti, vrste in primeri kovalentne povezave



The kovalentne vezi so vrsta zveze med atomi, ki tvorijo molekule z delitvijo elektronskih parov. Te povezave, ki predstavljajo dokaj stabilno ravnotežje med posameznimi vrstami, omogočajo vsakemu atomu, da doseže stabilnost svoje elektronske konfiguracije.

Te povezave so oblikovane v enojni, dvojni ali trojni različici in imajo polarne in nepolarne znake. Atomi lahko privabijo druge vrste in tako omogočijo tvorbo kemičnih spojin. Ta zveza se lahko zgodi z različnimi silami, ki ustvarjajo šibko ali močno privlačnost, ali ionskih znakov ali z izmenjavo elektronov.

Kovalentne vezi se štejejo za "močne" sindikate. Za razliko od drugih močnih vezi (ionskih vezi) se kovalentne vezi običajno pojavljajo v nekovinskih atomih in v tistih s podobnimi afinitetami za elektrone (podobne elektronegativnosti), zaradi česar so kovalentne vezi šibke in zahtevajo manj energije za prekinitev..

V tej vrsti povezave se običajno uporablja tako imenovano pravilo okteta, da se oceni količina atomov, ki jih je treba deliti: to pravilo navaja, da vsak atom v molekuli potrebuje 8 valentnih elektronov, da ostanejo stabilni. Skozi delitev morajo doseči izgubo ali pridobitev elektronov med vrstami.

Indeks

  • 1 Značilnosti
    • 1.1 Nepolarna kovalentna vez
    • 1.2 Polarna kovalentna vez
  • 2 Lastnosti
    • 2.1 Pravilo bajta
    • 2.2 Resonanca
    • 2.3 Aromatićnost
  • 3 Vrste kovalentnih vezi
    • 3.1 Enostavna povezava
    • 3.2 Dvojna povezava
    • 3.3 Trojna povezava
  • 4 Primeri
  • 5 Reference

Funkcije

Kovalentne vezi so pod vplivom elektronegativne lastnosti vsakega od atomov, vpletenih v interakcijo elektronskih parov; če imate atom z elektronegativnostjo, ki je bistveno večji od atoma drugega atoma v združbi, se oblikuje polarna kovalentna vez..

Vendar, če imata oba atoma podobno elektronegativno lastnost, se oblikuje nepolarna kovalentna vez. To se zgodi zato, ker bodo elektroni najbolj elektromagnetnih vrst bolj povezani s tem atomom kot pri najmanj elektronegativnem.

Treba je omeniti, da nobena kovalentna vez ni popolnoma enaka, razen če sta oba vpletena atoma enaka (in tako imata isto elektronegativnost).

Vrsta kovalentne vezi je odvisna od razlike v elektronegativnosti med vrstami, kjer vrednost med 0 in 0,4 povzroči nepolarno vez, razlika med 0,4 in 1,7 pa povzroči polarno vez ( ionske vezi iz 1.7).

Nepolarna kovalentna vez

Nepolarna kovalentna vez se ustvari, ko so elektroni enakomerno porazdeljeni med atomi. To se ponavadi zgodi, ko imata oba atoma podobno ali enako elektronsko afiniteto (ista vrsta). Bolj ko so vrednosti elektronske afinitete med vključenimi atomi podobne, močnejša bo privlačnost.

To se običajno zgodi v plinskih molekulah, znanih tudi kot diatomski elementi. Nepolarne kovalentne vezi delujejo z isto naravo kot polarne (atom višje elektronegativnosti bo močneje pritegnil elektron ali elektrone drugega atoma)..

V diatomejskih molekulah pa se elektronegativnosti prekinejo, ker so enake in povzročajo ničelno obremenitev.

Nepolarne vezi so bistvene v biologiji: pomagajo oblikovati kisikove in peptidne vezi, ki jih opazimo v verigah aminokislin. Molekule z visoko količino nepolarnih vezi so ponavadi hidrofobne.

Polarna kovalentna vez

Polarna kovalentna vez nastopi, kadar je med obema vrstama, ki sodelujeta v sindikatu, neenaka delitev elektronov. V tem primeru ima eden od obeh atomov precej večjo elektronegativnost kot drugi in iz tega razloga bo privlačil več elektronov iz unije..

Nastala molekula bo imela rahlo pozitivno stran (tisto, ki ima najnižjo elektronegativnost) in rahlo negativno stran (s tem atomom z najvišjo elektronegativnostjo). Imela bo tudi elektrostatični potencial, ki bo spojini omogočil, da se slabo veže na druge polarne spojine.

Najpogostejše polarne vezi so tiste vodika z več elektronegativnimi atomi, ki tvorijo spojine, kot je voda (H2O).

Lastnosti

V strukturah kovalentnih vezi so upoštevane vrste lastnosti, ki so vključene v preučevanje teh sindikatov in pomagajo razumeti ta pojav delitve elektronov:

Pravilo okteta

Pravilo okteta je oblikoval ameriški fizik in kemik Gilbert Newton Lewis, čeprav je bilo pred njim znanstveniki, ki so to preučevali..

To je pravilo, ki odraža opažanje, da se atomi reprezentativnih elementov običajno združujejo tako, da vsak atom doseže osem elektronov v svoji valenčni lupini, zaradi česar ima elektronsko konfiguracijo podobno plemenitim plinom. Lewisovi diagrami ali strukture se uporabljajo za zastopanje teh sindikatov.

Obstajajo izjeme od tega pravila, na primer za vrste z nepopolno valenčno lupino (molekule s sedmimi elektroni, kot je CH3, in reaktivnih šest-elektronskih vrst, kot je BH3); dogaja se tudi v atomih z zelo malo elektroni, kot sta helij, vodik in litij.

Resonanca

Resonanca je orodje, ki se uporablja za predstavljanje molekulskih struktur in predstavlja delokalizirane elektrone, kjer se vezi ne morejo izraziti z eno Lewisovo strukturo..

V teh primerih morajo biti elektroni zastopani z več "prispevnimi" strukturami, imenovanimi resonančne strukture. Z drugimi besedami, resonanca je ta izraz, ki predlaga uporabo dveh ali več Lewisovih struktur za predstavitev določene molekule.

Ta koncept je povsem človek in ne obstaja nobena ali druga struktura molekule v danem trenutku, lahko pa obstaja v kateri koli različici te (ali v vseh) istočasno..

Poleg tega prispevajoče (ali resonančne) strukture niso izomeri: le položaj elektronov se lahko razlikuje, ne pa jedra atoma..

Aromaticnost

Ta koncept se uporablja za opis ciklične in ploske molekule z obročem resonančnih vezi, ki kažejo večjo stabilnost kot druge geometrijske ureditve z enako atomsko konfiguracijo..

Aromatične molekule so zelo stabilne, saj se ne zlomijo ali se običajno reagirajo z drugimi snovmi. V benzenu se prototip aromatske spojine, pi (π) konjugirane vezi tvori v dveh ločenih resonančnih strukturah, ki tvorita šesterokotnik z visoko stabilnostjo..

Sigma povezava (σ)

To je najpreprostejša povezava, v kateri se združita dve "s" orbitali. Sigma vezi so predstavljene v vseh enostavnih kovalentnih vezih in se lahko pojavijo tudi v "p" orbitalih, medtem ko se te vidijo drug na drugega..

Povezava pi (π)

Ta povezava je med dvema "p" orbitali, ki sta vzporedni. Združeni sta drug ob drugem (za razliko od sigme, ki se povezuje iz oči v oči) in tvorita območja elektronske gostote nad in pod molekulami..

Dvojne in trojne kovalentne vezi vključujejo eno ali dve pi vezi, ki dajejo molekuli togo obliko. Pi povezave so šibkejše od sigme, ker je manj prekrivanja.

Vrste kovalentnih vezi

Kovalentne vezi med dvema atomoma lahko tvorita par elektronov, lahko pa jih tvorita tudi dva ali celo trije pari elektronov, zato bodo izraženi kot enojne, dvojne in trojne vezi, ki so predstavljene z različnimi tipi vezi. križišča (sigma in pi povezave) za vsako.

Preproste povezave so najšibkejše, trojne pa najmočnejše; to se zgodi, ker so trojice tiste z najkrajšo dolžino povezave (največja privlačnost) in najvišjo energijo povezave (potrebujejo več energije za prekinitev).

Enostavna povezava

To je delitev enega para elektronov; to pomeni, da vsak atom, ki je vpleten, deli en sam elektron. Ta zveza je najšibkejša in vključuje eno sigmo vez (σ). Predstavljen je s črto med atomi; na primer v primeru molekule vodika (H2):

H-H

Dvojna povezava

Pri tej vrsti vezi tvorita dve deljeni pari elektronov vezi; to pomeni, da si delimo štiri elektrone. Ta povezava vključuje sigmo (σ) in pi (π) povezavo in je predstavljena z dvema črtama; na primer v primeru ogljikovega dioksida (CO2):

O = C = O

Trojna povezava

Ta vez, ki je najmočnejša med kovalentnimi vezmi, nastane, ko atomi delijo šest elektronov ali tri pare v sindikalni sigmi (σ) in dve pi (π). Predstavljen je s tremi črtami in ga lahko opazimo v molekulah, kot je acetilen (C2H2):

H-C = C-H

Končno so opazili štirikratne vezi, vendar so redke in so omejene predvsem na kovinske spojine, kot so kromov (II) acetat in druge..

Primeri

Za enostavne povezave je najpogostejši primer vodik, kot je prikazano spodaj:

Primer trojne vezi je tisti, ki je vezan na dušikove okside (N2O), kot je prikazano spodaj, vidne povezave sigma in pi:

Reference

  1. Chang, R. (2007). Kemija (9. izd.). McGraw-Hill.
  2. Chem Libretexts. (s.f.). Vzpostavljeno iz chem.libretexts.org
  3. Anne Marie Helmenstine, P. (s.f.). Vzpostavljeno iz thoughtco.com
  4. Lodish, H., Berk, A., Zipursky, S.L., Matsudaira, P., Baltimore, D., & Darnell, J. (2000). Molekularna celična biologija. New York: W. H. Freeman.
  5. Wikiversity (s.f.). Vzpostavljeno iz en.wikiversity.org