Kovalens kapcsolat jellemzői, tulajdonságai, típusai és példái

az kovalens kötések az elektronpárok megosztása révén molekulákat képező atomok közötti kapcsolat. Ezek a kapcsolatok, amelyek viszonylag stabil egyensúlyt képviselnek az egyes fajok között, lehetővé teszik, hogy minden atom elérje az elektronikus konfiguráció stabilitását.

Ezek a kapcsolatok egy-, két- vagy hármas változatokban vannak kialakítva, és poláris és nem poláris karakterekkel rendelkeznek. Az atomok más fajokat vonzhatnak, ezáltal lehetővé válik a kémiai vegyületek képződése. Ez az unió különböző erőkben fordulhat elő, amelyek gyenge vagy erős vonzódást generálnak, vagy ionos karakterek, vagy elektroncsere.

A kovalens kötéseket "erős" szakszervezeteknek tekintik. Ellentétben más erős kötésekkel (ionos kötésekkel), a kovalens kötések általában nemfémes atomokban és azokban, amelyek hasonló affinitással rendelkeznek az elektronokhoz (hasonló elektronegativitások), a kovalens kötések gyengék, és kevesebb energiát igényelnek a töréshez..

Az ilyen típusú kapcsolatokban általában az oktett szabályt alkalmazzák az osztandó atomok mennyiségének becslésére: ez a szabály kimondja, hogy a molekula minden atomja 8 valenselektronra van szükség ahhoz, hogy stabil maradjon. A megosztás révén ezeknek el kell érniük az elektronok veszteségét vagy nyereségét a fajok között.

index

• 1 Jellemzők
  • 1.1 Nem poláros kovalens kötés
  • 1.2 Poláris kovalens kötés
• 2 Tulajdonságok
  • 2.1 Bájtszabály
  • 2.2 Rezonancia
  • 2.3 Aromásosság
• 3 Kovalens kötések típusai
  • 3.1 Egyszerű link
  • 3.2 Kettős kapcsolat
  • 3.3 Hármas kapcsolat
• 4 Példák
• 5 Referenciák

jellemzői

A kovalens kötéseket az elektronpárok kölcsönhatásában részt vevő valamennyi atom elektronegatív tulajdonsága befolyásolja; ha van egy atomja, amelynek elektronegativitása lényegesen nagyobb, mint a másik atom atomja, akkor egy poláris kovalens kötés jön létre..

Ha azonban mindkét atomnak hasonló elektronegatív tulajdonsága van, akkor nem poláris kovalens kötés jön létre. Ez azért történik, mert a legtöbb elektronegatív faj elektronjai jobban kapcsolódnak ehhez az atomhoz, mint a legkevesebb elektronegatív.

Érdemes megjegyezni, hogy kovalens kötés nincs teljesen egyenlő, hacsak a két érintett atom azonos (és így ugyanaz az elektronegativitás).

A kovalens kötés típusa a fajok közötti elektronegativitás különbségétől függ, ahol a 0 és 0,4 közötti érték nem-poláris kötést eredményez, és a 0,4 és 1,7 közötti különbség poláris kötést eredményez ( az ionkötések az 1.7..

Nem poláros kovalens kötés

A nem-poláris kovalens kötést akkor hozzuk létre, amikor az elektronok egyenlően oszlanak meg az atomok között. Ez általában akkor fordul elő, amikor a két atom hasonló vagy egyenlő elektronikus affinitással rendelkezik (ugyanaz a faj). Minél jobban hasonlít az érintett atomok közötti elektronikus affinitás értékei, annál erősebb lesz az eredmény.

Ez általában gázmolekulákban fordul elő, más néven diatóma elemek. A nem poláris kovalens kötések ugyanolyan jellegűek, mint a polárisak (a nagyobb elektronegatúra atomja erősebb vonzza a másik atom elektronját vagy elektronjait).

A diatóma molekulákban azonban az elektronegativitások törlésre kerülnek, mert egyenlőek, és nulla terhelést eredményeznek..

A nem poláris kötések a biológiában kulcsfontosságúak: segítenek az aminosavak láncaiban megfigyelt oxigén- és peptidkötések kialakításában. A nagy mennyiségű nem poláros kötéssel rendelkező molekulák általában hidrofóbak.

Poláris kovalens kötés

A poláris kovalens kötés akkor fordul elő, ha az elektronok egyenlőtlen megosztása van az egyesületben részt vevő két faj között. Ebben az esetben a két atom közül az egyiknek az elektronegativitása lényegesen nagyobb, mint a másik, és ezért több elektronot vonz az unióból.

A kapott molekula enyhén pozitív oldallal rendelkezik (ami a legalacsonyabb elektronegativitással rendelkezik), és enyhén negatív oldala (a legnagyobb elektronegativitású atommal). Ezenkívül elektrosztatikus potenciállal is rendelkezik, ami a vegyületnek gyengén kötődik más poláris vegyületekhez.

A leggyakoribb poláris kötések azok a hidrogénatomok, amelyek több elektronegatív atommal rendelkeznek, így olyan vegyületeket képeznek, mint a víz (H₂O).

tulajdonságok

A kovalens kötések struktúrájában egy sor olyan tulajdonságot veszünk figyelembe, amelyek részt vesznek a szakszervezetek tanulmányozásában, és segítenek megérteni ezt az elektronmegosztás jelenségét:

Oktet szabály

Az oktett szabályt az amerikai fizikus és kémikus Gilbert Newton Lewis fogalmazta meg, bár tudósok voltak, akik ezt előtte tanulmányozták.

A hüvelykujj szabálya tükrözi azt a megfigyelést, hogy a reprezentatív elemek atomjai általában úgy kombinálódnak, hogy minden atom eléri a nyolc elektront a valens héjában, ami egy nemesgázhoz hasonló elektronikus konfigurációhoz vezet. Lewis diagramokat vagy struktúrákat használnak ezeknek a szakszervezeteknek a reprezentálására.

Kivételek vannak e szabály alól, mint például a nem teljes valencia héjjal rendelkező fajok esetében (a molekulák hét olyan elektron, mint a CH₃, és reaktív hatelektron fajok, mint a BH₃); ez többek között nagyon kevés elektronot tartalmazó atomokban is előfordul, mint például a hélium, a hidrogén és a lítium.

rezonancia

A rezonancia olyan eszköz, amelyet a molekuláris szerkezetek ábrázolására használnak, és delokalizált elektronokat képviselnek, ahol a kötések nem fejezhetők ki egyetlen Lewis struktúrával.

Ezekben az esetekben az elektronokat több "járulékalapú" struktúrával kell ábrázolni, az úgynevezett rezonáns struktúrákat. Más szóval, a rezonancia az a kifejezés, amely két vagy több Lewis-struktúra használatát sugallja egy adott molekula reprezentálására.

Ez a fogalom teljesen emberi, és nincs egy vagy másik molekula szerkezete egy adott időpontban, de létezik ennek (vagy egyáltalán) bármelyik változatának egyidejűleg.

Ezenkívül a hozzájáruló (vagy rezonáló) struktúrák nem izomerek: csak az elektronok helyzete különbözhet, de nem az atom magjai..

aromásság

Ezt a koncepciót alkalmazzuk egy ciklikus és lapos molekula leírására rezonáns kötések gyűrűjével, amelyek nagyobb stabilitást mutatnak, mint más, azonos atomkonfigurációjú geometriai elrendezések..

Az aromás molekulák nagyon stabilak, mivel nem törik le könnyen vagy általában más anyagokkal reagálnak. A benzolban a prototípusú aromás vegyület, a pi (π) konjugált kötések két különálló rezonáns szerkezetben alakulnak ki, amelyek nagy stabilitású hatszögűek..

Sigma link (Σ)

Ez a legegyszerűbb összeköttetés, amelyben két "s" orbita találkozik. A Sigma kötvények minden egyszerű kovalens kötésben szerepelnek, és "p" orbitákban is előfordulhatnak, míg ezek egymásra néznek..

Link pi (π)

Ez a kapcsolat két párhuzamos "p" orbita között van. Egymás mellett csatlakoznak egymáshoz (ellentétben a szembe, ami csatlakozik az arcról szembe), és a molekula feletti és alatti elektronikus sűrűségű területeket alkotnak.

A kettős és hármas kovalens kötések egy vagy két pi kötést tartalmaznak, és ezek a molekulát merev formában adják meg. A Pi kapcsolatok gyengébbek, mint a szigma, mivel kevésbé átfedés van.

Kovalens kötések típusai

A két atom közötti kovalens kötéseket egy elektronpár alkothatja, de két vagy akár három pár elektron is képezhető, így egyszeri, kettős és hármas kötések formájában fognak kifejezni, amelyek különböző típusú kötésekkel vannak ábrázolva. csomópontok (sigma és pi linkek).

Az egyszerű kapcsolatok a leggyengébbek és a hármasak a legerősebbek; ez azért fordul elő, mert a háromszoros a legrövidebb összeköttetéshosszúságú (legnagyobb vonzerő) és a legmagasabb összekötő energia (több energiát igényel a szünethez).

Egyszerű link

Ez az egyetlen elektron-pár megosztása; azaz minden érintett atom egyetlen elektronot oszt meg. Ez az unió a leggyengébb és egyetlen sigma kötést tartalmaz (σ). Az atomok között egy vonal van ábrázolva; például a hidrogénmolekula esetében (H₂):

H-H

Dupla kapcsolat

Az ilyen típusú kötésben két közös elektronpár alkot kötéseket; azaz négy elektron osztozik. Ez a kapcsolat magában foglal egy sigma (σ) és egy pi (π) kapcsolatot, és két kötőjelet ábrázol; például a szén-dioxid (CO₂):

O = C = O

Hármas kapcsolat

Ez a kötés, a legerősebb a kovalens kötések között, akkor fordul elő, amikor az atomok hat elektront vagy három párot tartalmaznak, egy szakszervezetben (σ) és két pi-ben (π). Három csíkkal van ellátva, és olyan molekulákban megfigyelhető, mint az acetilén (C₂H₂):

H-C = C-H

Végül négyszeres kötéseket figyeltek meg, de ezek ritkán fordulnak elő, és főként fémvegyületekre korlátozódnak, mint például króm (II) -acetát és mások..

Példák

Az egyszerű kapcsolatok esetében a leggyakoribb a hidrogén, mint az alábbiakban látható:

A hármas kötés a nitrogén-oxid nitrogén-oxidja (N. \ T₂O), ahogy az alább látható, a szigma és a pi linkek láthatóak:

referenciák

1. Chang, R. (2007). Kémia. (9. kiadás). McGraw-Hill.
2. Chem Libretexts. (N.d.). A kem.libretexts.org-ból származik
3. Anne Marie Helmenstine, P. (s.f.). A gondolat.hu-ból származik
4. Lodish, H., Berk, A., Zipursky, S.L., Matsudaira, P., Baltimore, D. és Darnell, J. (2000). Molekuláris sejtbiológia. New York: W. H. Freeman.
5. Wikiversity. (N.d.). A (z) en.wikiversity.org webhelyről származik