Kovalente Link Egenskaber, Egenskaber, Typer og Eksempler

den kovalente bindinger de er en form for forening mellem atomer, der danner molekyler gennem deling af elektronpar. Disse forbindelser, der repræsenterer en forholdsvis stabil balance mellem hver art, tillader hvert atom at opnå stabiliteten i dens elektroniske konfiguration.

Disse links er dannet i enkelt-, dobbelt- eller tredobbeltversioner og har polære og ikke-polære tegn. Atomer kan tiltrække andre arter, hvilket gør det muligt at danne kemiske forbindelser. Denne union kan forekomme af forskellige kræfter, der genererer en svag eller stærk attraktion, eller af ioniske tegn eller ved elektronudveksling.

Kovalente bindinger betragtes som "stærke" fagforeninger. I modsætning til andre stærke bindinger (ionbindinger) forekommer der normalt kovalente bindinger i ikke-metalliske atomer og hos dem med tilsvarende affiniteter for elektroner (tilsvarende elektronegativiteter), hvilket gør kovalente bindinger svage og kræver mindre energi at bryde..

I denne type link anvendes den såkaldte regel for okteten normalt til at estimere mængden af ​​atomer, der skal deles: Denne regel siger, at hvert atom i et molekyle kræver, at 8 valenselektroner forbliver stabile. Gennem deling skal disse opnå tab eller gevinst for elektroner mellem arter.

indeks

• 1 kendetegn
  • 1.1 Ikke-polær kovalent binding
  • 1.2 Polar kovalent binding
• 2 Egenskaber
  • 2.1 byte regel
  • 2.2 Resonans
  • 2.3 Aromaticitet
• 3 Typer af kovalente bindinger
  • 3.1 Simpel link
  • 3.2 Dobbelt link
  • 3.3 Triple link
• 4 eksempler
• 5 referencer

funktioner

Kovalente bindinger påvirkes af den elektronegative egenskab af hvert af de atomer, der er involveret i interaktionen mellem elektronpar; når du har et atom med en elektronegativitet, der er betydeligt større end for det andet atom i foreningen, dannes en polar kovalent binding.

Når begge atomer imidlertid har en tilsvarende elektronegativ egenskab, vil en ikke-polær kovalent binding blive dannet. Dette sker fordi elektronerne af de mest elektronegative arter vil være mere knyttet til dette atom end i tilfælde af den mindst elektroniske.

Det er værd at bemærke, at ingen kovalent binding er fuldstændig ens, medmindre de involverede to atomer er identiske (og således har samme elektronegativitet).

Typen af ​​kovalent binding afhænger af forskellen i elektronegativitet mellem arter, hvor en værdi mellem 0 og 0,4 resulterer i en ikke-polær binding, og en forskel på 0,4 til 1,7 resulterer i en polarbinding ( ionbindinger fremgår af 1,7).

Ikke-polær kovalent binding

Den ikke-polære kovalente binding genereres, når elektroner er ligeligt fordelt mellem atomer. Dette sker normalt, når de to atomer har en tilsvarende eller ligeværdig elektronisk affinitet (samme art). Jo mere ligner værdierne af elektronisk affinitet mellem de involverede atomer, desto stærkere vil den resulterende attraktion være.

Dette forekommer sædvanligvis i gasmolekyler, også kendt som diatomiske elementer. De ikke-polære kovalente bindinger arbejder med samme natur som de polære (atomet af højere elektronegativitet vil tiltrække elektronen eller elektronerne i det andet atom stærkere).

I de diatomiske molekyler annulleres elektronegativiteterne, fordi de er ens og resulterer i en nulbelastning.

Ikke-polære bindinger er afgørende i biologi: de hjælper til at danne oxygen- og peptidbindingerne, der observeres i kæderne af aminosyrer. Molekyler med en høj mængde ikke-polære bindinger er sædvanligvis hydrofobe.

Polar kovalent binding

Den polære kovalente binding forekommer, når der er en ulige deling af elektroner mellem de to arter involveret i foreningen. I dette tilfælde har et af de to atomer en elektronegativitet betydeligt større end den anden og af denne grund vil det tiltrække flere elektroner fra foreningen.

Det resulterende molekyle vil have en lidt positiv side (den der har den laveste elektronegativitet) og en lidt negativ side (med det atom med den højeste elektronegativitet). Det vil også have et elektrostatisk potentiale, hvilket giver forbindelsen mulighed for at binde svagt til andre polære forbindelser.

De mest almindelige polære bindinger er de af hydrogen med flere elektronegative atomer til dannelse af forbindelser som vand (H₂O).

egenskaber

I de kovalente bindings strukturer tages der hensyn til en række egenskaber, som er involveret i studiet af disse fagforeninger, og hjælper med at forstå dette fænomen af ​​elektrondeling:

Octet regel

Octet-reglen blev formuleret af den amerikanske fysiker og kemiker Gilbert Newton Lewis, selv om der var forskere, der studerede dette før ham.

Det er en tommelfingerregel, der afspejler den observation, at atomerne af repræsentative elementer normalt kombinerer, så at hvert atom når de otte elektroner i sin valensskal, hvilket fører til, at den har en elektronisk konfiguration svarende til ædelgasser. Lewis diagrammer eller strukturer bruges til at repræsentere disse fagforeninger.

Der er undtagelser fra denne regel, som for arter med en ufuldstændig valensskal (molekyler med syv elektroner som CH₃, og reaktive seks-elektronarter som BH₃); det sker også i atomer med meget få elektroner, som f.eks. helium, hydrogen og lithium.

resonans

Resonans er et værktøj, der bruges til at repræsentere molekylære strukturer og repræsenterer delokaliserede elektroner, hvor bindingerne ikke kan udtrykkes med en enkelt Lewis struktur.

I disse tilfælde skal elektronerne være repræsenteret med adskillige "bidragende" strukturer, kaldet resonansstrukturer. Med andre ord er resonans det udtryk, der antyder brugen af ​​to eller flere Lewis strukturer til at repræsentere et bestemt molekyle.

Dette begreb er fuldstændigt menneske, og der er ingen eller en anden struktur af molekylet til enhver tid, men det kan eksistere i enhver version af dette (eller i det hele taget) på samme tid.

Desuden er de bidragende (eller resonerende) strukturer ikke isomerer: kun elektronernes position kan variere, men ikke atomets kerner.

aromaticitet

Dette koncept bruges til at beskrive et cyklisk og fladt molekyle med en ring af resonansbindinger, der udviser større stabilitet end andre geometriske arrangementer med samme atomkonfiguration.

De aromatiske molekyler er meget stabile, da de ikke bryder let eller normalt reagerer med andre stoffer. I benzen dannes prototypen aromatisk forbindelse, pi (π) konjugerede bindinger i to forskellige resonansstrukturer, der danner en hexagon med høj stabilitet.

Sigma link (Σ)

Det er den enkleste link, hvor to "s" orbitaler kommer sammen. Sigma-obligationer er præsenteret i alle enkle kovalente bindinger og kan også forekomme i "p" -orbitaler, mens disse ser på hinanden.

Link pi (π)

Dette link er mellem to "p" orbitaler, der er parallelle. De er sammenføjet ved siden af ​​hinanden (i modsætning til Sigma, der slutter ansigt til ansigt) og danner områder med elektronisk densitet over og under molekylet.

Dobbelt- og tredobbeltkovalente bindinger involverer en eller to pi-bindinger, og disse giver molekylet en stiv form. Pi-forbindelser er svagere end sigma, da der er mindre overlapning.

Typer af kovalente bindinger

De kovalente bindinger mellem to atomer kan dannes af et par elektroner, men de kan også dannes af to eller endda tre par elektroner, så de vil blive udtrykt som enkelt-, dobbelt- og tredobbeltbindinger, som er repræsenteret med forskellige typer af bindinger. krydsninger (sigma og pi links) for hver.

De enkle links er de svageste og tredobbelt den stærkeste; dette sker fordi triplerne er dem med den korteste link længde (største attraktion) og den højeste link energi (de kræver mere energi at bryde).

Enkelt link

Det er delingen af ​​et enkelt par elektroner; det vil sige, at hvert atom involverer en enkelt elektron. Denne union er den svageste og involverer et enkelt sigmabinding (σ). Det er repræsenteret med en linje mellem atomerne; for eksempel i tilfælde af hydrogenmolekylet (H₂):

H-H

Dobbelt link

I denne type binding danner to fælles elektroner bindinger; det vil sige fire elektroner deles. Dette link involverer et sigma (σ) og et pi (π) link, og er repræsenteret af to bindestreger; for eksempel i tilfælde af kuldioxid (CO₂):

O = C = O

Triple link

Denne binding, der er den stærkeste der eksisterer mellem de kovalente bindinger, opstår, når atomerne deler seks elektroner eller tre par i en union sigma (σ) og to pi (π). Det er repræsenteret med tre striber og kan observeres i molekyler som acetylen (C₂H₂):

H-C = C-H

Endelig er der observeret firefoldige bindinger, men de er sjældne og er hovedsageligt begrænset til metalliske forbindelser, såsom chrom (II) acetat og andre..

eksempler

For enkle forbindelser er det mest almindelige tilfælde hydrogen, som det ses nedenfor:

Sagen om en tredobbelt binding er den for nitrogenerne i nitrousoxid (N₂O), som set nedenfor, med sigma- og pi-forbindelserne synlige:

referencer

1. Chang, R. (2007). Kemi. (9. udgave). McGraw-Hill.
2. Chem Libretexts. (N.D.). Hentet fra chem.libretexts.org
3. Anne Marie Helmenstine, P. (s.f.). Hentet fra thoughtco.com
4. Lodish, H., Berk, A., Zipursky, S. L., Matsudaira, P., Baltimore, D., & Darnell, J. (2000). Molecular Cell Biology. New York: W. H. Freeman.
5. Wikiversity. (N.D.). Hentet fra en.wikiversity.org