Kovalente lenkeegenskaper, egenskaper, typer og eksempler



den kovalente bindinger de er en type forening mellom atomer som danner molekyler gjennom deling av elektronpar. Disse koblingene, som representerer en forholdsvis stabil balanse mellom hver art, tillater hvert atom å oppnå stabiliteten i sin elektroniske konfigurasjon.

Disse koblingene er dannet i enkle, doble eller tredoble versjoner, og har polare og ikke-polare tegn. Atomer kan tiltrekke seg andre arter, og dermed tillate dannelse av kjemiske forbindelser. Denne foreningen kan oppstå ved forskjellige krefter, generere en svak eller sterk tiltrekning, eller av ioniske tegn eller ved elektronutveksling.

Kovalente obligasjoner betraktes som "sterke" fagforeninger. I motsetning til andre sterke bindinger (ionbindinger) forekommer kovalente bindinger vanligvis i ikke-metalliske atomer og hos de med tilsvarende affiniteter for elektroner (tilsvarende elektronegativiteter), noe som gjør kovalente bindinger svake og krever mindre energi å bryte..

I denne typen kobling brukes den såkalte regelen for oktetten vanligvis for å estimere mengden atomer som skal deles: Denne regelen sier at hvert atom i et molekyl krever 8 valenselektroner for å forbli stabile. Gjennom deling må disse oppnå tap eller gevinst av elektroner mellom arter.

index

  • 1 Egenskaper
    • 1.1 Ikke-polar kovalent binding
    • 1.2 Polar kovalent binding
  • 2 Egenskaper
    • 2.1 byte regel
    • 2.2 Resonans
    • 2.3 Aromaticitet
  • 3 Typer av kovalente bindinger
    • 3.1 Enkel lenke
    • 3.2 Dobbel kobling
    • 3.3 Trippelkobling
  • 4 eksempler
  • 5 referanser

funksjoner

Kovalente bindinger påvirkes av den elektronegative egenskapen til hvert av atomene som er involvert i samspillet mellom elektronpar; når du har et atom med en elektronegativitet som er betydelig større enn for det andre atom i foreningen, dannes en polar kovalent binding.

Men når begge atomer har en tilsvarende elektronegativ egenskap, vil det bli dannet en ikke-polar kovalent binding. Dette skjer fordi elektronene til de mest elektronegative artene vil være mer festet til dette atom enn i tilfelle av det minste elektronegative.

Det er verdt å merke seg at ingen kovalent binding er helt like, med mindre de involverte to atomer er identiske (og dermed har samme elektronegativitet).

Typen av kovalent binding avhenger av forskjellen i elektronegativitet mellom arter, hvor en verdi mellom 0 og 0,4 resulterer i en ikke-polar binding, og en forskjell på 0,4 til 1,7 resulterer i en polarbinding (den ioniske bindinger vises fra 1,7).

Ikke-polar kovalent binding

Den ikke-polare kovalente bindingen genereres når elektroner er like delt mellom atomer. Dette skjer vanligvis når de to atomer har en lik eller lik elektronisk avfinitet (samme art). Jo mer liknende verdien av elektronisk affinitet mellom de involverte atomene, desto sterkere vil den resulterende attraksjonen være.

Dette forekommer vanligvis i gassmolekyler, også kjent som diatomiske elementer. De ikke-polare kovalente bindingene arbeider med samme natur som de polære (atomet av høyere elektronegativitet vil trekke elektronen eller elektronene i det andre atom sterkere).

Men i de diatomiske molekylene avbrytes elektronegativitetene fordi de er like og resulterer i nullbelastning.

Ikke-polare bindinger er avgjørende i biologi: de bidrar til å danne oksygen- og peptidbindingene som observeres i aminosyrene. Molekyler med en høy mengde ikke-polære bindinger er vanligvis hydrofobe.

Polar kovalent binding

Den polære kovalente bindingen oppstår når det er en ulik deling av elektroner mellom de to artene som er involvert i foreningen. I dette tilfellet har en av de to atomer en electronegativity betydelig større enn den andre, og av denne grunn vil den tiltrekke flere elektroner fra unionen.

Det resulterende molekylet vil ha en litt positiv side (det som har den laveste elektronegativitet), og en litt negativ side (med det atomet med høyest elektronegativitet). Det vil også ha et elektrostatisk potensial, noe som gir forbindelsen muligheten til å binde svakt til andre polare forbindelser.

De vanligste polære bindingene er de av hydrogen med flere elektronegative atomer for å danne forbindelser som vann (H2O).

egenskaper

I strukturer av de kovalente bindingene er det tatt hensyn til en rekke egenskaper som er involvert i studiet av disse fagforeningene, og bidra til å forstå dette fenomenet elektronisk deling:

Octet regel

Octetregelen ble formulert av den amerikanske fysikeren og kjemiker Gilbert Newton Lewis, selv om det var forskere som studerte dette før han.

Det er en tommelfingerregel som gjenspeiler observasjonen at atomer av representative elementer vanligvis kombinerer slik at hvert atom når de åtte elektronene i sitt valensskall, noe som fører til at den har en elektronisk konfigurasjon som ligner edle gasser. Lewis-diagrammer eller strukturer brukes til å representere disse fagforeningene.

Det er unntak fra denne regelen, for eksempel for arter med et ufullstendig valensskall (molekyler med syv elektroner som CH3, og reaktive seks-elektron-arter som BH3); det skjer også i atomer med svært få elektroner, for eksempel helium, hydrogen og litium, blant andre.

resonans

Resonans er et verktøy som brukes til å representere molekylære strukturer og representerer delokaliserte elektroner hvor bindingene ikke kan uttrykkes med en enkelt Lewis-struktur.

I disse tilfellene må elektronene være representert med flere "bidragende" strukturer, kalt resonansstrukturer. Med andre ord er resonans det begrepet som antyder bruk av to eller flere Lewis-strukturer for å representere et bestemt molekyl.

Dette konseptet er helt menneskelig, og det er ingen eller annen struktur av molekylet til enhver tid, men det kan eksistere i en hvilken som helst versjon av dette (eller i det hele tatt) på samme tid.

I tillegg er de medvirkende (eller resonerende) strukturer ikke isomerer: bare plasseringen av elektronene kan variere, men ikke atomets kjerner.

aromatisitet

Dette konseptet brukes til å beskrive et syklisk og flatt molekyl med en ring av resonansbindinger som har større stabilitet enn andre geometriske arrangementer med samme atomkonfigurasjon.

De aromatiske molekylene er veldig stabile, siden de ikke bryter lett eller vanligvis reagerer med andre stoffer. I benzen blir prototypen aromatisk forbindelse, pi (π) konjugerte bindinger dannet i to forskjellige resonansstrukturer, som danner en heksagon med høy stabilitet.

Sigma-lenken (Σ)

Det er den enkleste koblingen, hvor to "s" orbitaler kommer sammen. Sigma-obligasjoner presenteres i alle enkle kovalente bindinger, og kan også forekomme i "p" -orbitaler, mens disse ser på hverandre.

Link pi (π)

Denne koblingen er mellom to "p" orbitaler som er parallelle. De går sammen side om side (i motsetning til Sigma, som knytter seg ansikt til ansikt) og danner områder med elektronisk tetthet over og under molekylet.

Dobbelt- og trippelkovalente bindinger involverer en eller to pi-bindinger, og disse gir molekylet en stiv form. Pi-koblinger er svakere enn Sigma, siden det er mindre overlapping.

Typer av kovalente bindinger

De kovalente bindingene mellom to atomer kan dannes av et par elektroner, men de kan også dannes av to eller til og med tre par elektroner, slik at de vil bli uttrykt som enkelt-, dobbelt- og trippelbindinger, som er representert med forskjellige typer obligasjoner. kryssinger (sigma og pi lenker) for hver.

De enkle koblingene er de svakeste og den tredobbelte den sterkeste; Dette skjer fordi triplene er de med korteste lengde (største attraksjon) og den høyeste koblingsenergien (de krever mer energi å bryte).

Enkel lenke

Det er delingen av et enkelt par elektroner; det vil si at hvert atom involverer aksjer en enkelt elektron. Denne foreningen er den svakeste og involverer et enkelt sigma bond (σ). Det er representert med en linje mellom atomene; for eksempel i tilfelle av hydrogenmolekylet (H2):

H-H

Dobbel kobling

I denne typen obligasjon danner to delte elektroner bindinger; det vil si fire elektroner deles. Denne lenken innebærer en sigma (σ) og en pi (π) lenke, og representeres av to bindestreker; for eksempel i tilfelle av karbondioksid (CO2):

O = C = 0

Triple link

Dette bindingen, den sterkeste som eksisterer mellom de kovalente bindingene, skjer når atomene deler seks elektroner eller tre par, i en union sigma (σ) og to pi (π). Det er representert med tre striper og kan observeres i molekyler som acetylen (C2H2):

H-C = C-H

Til slutt er det observert firedoble bindinger, men de er sjeldne og er begrenset hovedsakelig til metalliske forbindelser, slik som krom (II) acetat og andre..

eksempler

For enkle koblinger er det vanligste tilfellet hydrogen, som det kan sees nedenfor:

Saken med en trippelbinding er den av nitrogen i nitrousoksid (N2O), som sett under, med sigma- og pi-linkene synlige:

referanser

  1. Chang, R. (2007). Kjemi. (9. utgave). 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