Karakteristike, svojstva, tipovi i primjeri kovalentnih veza



kovalentne veze oni su vrsta veze između atoma koji tvore molekule kroz dijeljenje elektronskih parova. Ove veze, koje predstavljaju prilično stabilnu ravnotežu između svake vrste, omogućuju svakom atomu da postigne stabilnost svoje elektronske konfiguracije.

Te se veze formiraju u jednostrukim, dvostrukim ili trostrukim verzijama i imaju polarne i nepolarne znakove. Atomi mogu privući druge vrste i tako omogućiti stvaranje kemijskih spojeva. To jedinstvo može nastati različitim silama, stvarajući slabu ili jaku privlačnost, ili ionske znakove ili razmjenu elektrona.

Kovalentne veze se smatraju "jakim" sindikatima. Za razliku od drugih jakih veza (ionskih veza), kovalentne veze se obično javljaju u nemetalnim atomima i kod onih sa sličnim afinitetima za elektrone (slične elektronegativnosti), čineći kovalentne veze slabima i zahtijevaju manje energije za razbijanje..

U ovoj vrsti veze obično se primjenjuje tzv. Pravilo okteta za procjenu količine atoma koji se dijele: ovo pravilo kaže da svaki atom u molekuli zahtijeva 8 valentnih elektrona da ostanu stabilni. Kroz dijeljenje, oni moraju postići gubitak ili dobit elektrona između vrsta.

indeks

  • 1 Značajke
    • 1.1 Nepolarna kovalentna veza
    • 1.2 Polarna kovalentna veza
  • 2 Svojstva
    • 2.1 Pravilo bajta
    • 2.2 Rezonancija
    • 2.3
  • 3 Vrste kovalentnih veza
    • 3.1 Jednostavna veza
    • 3.2 Dvostruka veza
    • 3.3 Trostruka veza
  • 4 Primjeri
  • 5 Reference

značajke

Na kovalentne veze utječu elektronegativna svojstva svakog od atoma uključenih u interakciju elektronskih parova; kada imate atom s elektronegativnošću znatno većim od onog drugog atoma u jedinici, formirat će se polarna kovalentna veza..

Međutim, kada oba atoma imaju slično elektronegativno svojstvo, formirat će se nepolarna kovalentna veza. To se događa zato što će elektroni najneproblematičnijih vrsta biti više vezani za ovaj atom nego u slučaju najmanje elektronegativnog.

Važno je napomenuti da nijedna kovalentna veza nije potpuno jednaka, osim ako su dva uključena atoma identična (i stoga imaju istu elektronegativnost).

Vrsta kovalentne veze ovisi o razlici u elektronegativnosti između vrsta, gdje vrijednost između 0 i 0,4 rezultira nepolarnom vezom, a razlika od 0,4 do 1,7 rezultira polarnom vezom ( ionske veze se pojavljuju iz 1.7).

Nepolarna kovalentna veza

Nepolarna kovalentna veza nastaje kada se elektroni jednako dijele između atoma. To se obično događa kada dva atoma imaju sličan ili jednak elektronski afinitet (ista vrsta). Što su vrijednosti elektronskog afiniteta između uključenih atoma sličnije, to će jača privlačnost biti jača.

To se obično događa u molekulama plina, također poznatim kao dijatomejski elementi. Nepolarne kovalentne veze djeluju s istom prirodom kao i one polarne (atom veće elektronegativnosti snažnije će privući elektron ili elektrone drugog atoma).

Međutim, u dvoatomskim molekulama elektronegativnosti se poništavaju jer su jednake i rezultiraju nultim opterećenjem.

Nepolarne veze su ključne u biologiji: one pomažu u stvaranju kisikovih i peptidnih veza koje se promatraju u lancima aminokiselina. Molekule s velikom količinom nepolarnih veza su obično hidrofobne.

Polarna kovalentna veza

Polarna kovalentna veza nastaje kada postoji nejednaka raspodjela elektrona između dviju vrsta uključenih u uniju. U ovom slučaju, jedan od dva atoma ima elektronegativnost znatno veću od druge, i zbog toga će privući više elektrona iz unije..

Nastala molekula imat će blago pozitivnu stranu (onu koja ima najnižu elektronegativnost) i malo negativnu stranu (s tim atomom s najvišom elektronegativnošću). Također će imati elektrostatski potencijal, dajući spoju sposobnost da se slabo veže za druge polarne spojeve.

Najčešće polarne veze su one vodika s više elektronegativnih atoma koji tvore spojeve kao što je voda (H2O).

nekretnine

U strukturama kovalentnih veza uzima se u obzir niz svojstava koja su uključena u proučavanje ovih spojeva i pomažu razumjeti ovaj fenomen dijeljenja elektrona:

Pravilo okteta

Pravilo okteta formulirao je američki fizičar i kemičar Gilbert Newton Lewis, iako je bilo znanstvenika koji su to proučavali prije njega.

To je pravilo koje odražava opažanje da se atomi reprezentativnih elemenata obično kombiniraju tako da svaki atom dosegne osam elektrona u svojoj valentnoj ljusci, dovodeći do toga da ima elektroničku konfiguraciju sličnu plemenitim plinovima. Lewisovi dijagrami ili strukture koriste se za predstavljanje tih sindikata.

Postoje iznimke od ovog pravila, kao što je za vrste s nepotpunom valentnom ljuskom (molekule sa sedam elektrona poput CH3, i reaktivne vrste šest elektrona kao što je BH3); ona se također događa u atomima s vrlo malo elektrona, kao što su helij, vodik i litij, među ostalima.

rezonancija

Rezonanca je alat koji se koristi za predstavljanje molekularnih struktura i predstavlja delokalizirane elektrone gdje se veze ne mogu izraziti s jednom Lewisovom strukturom.

U tim slučajevima elektroni moraju biti predstavljeni s nekoliko "doprinosnih" struktura, koje se nazivaju rezonantne strukture. Drugim riječima, rezonancija je taj izraz koji sugerira upotrebu dvije ili više Lewisovih struktura za predstavljanje određene molekule.

Ovaj koncept je potpuno ljudski, i ne postoji niti jedna ili druga struktura molekule u bilo kojem trenutku, ali ona može postojati u bilo kojoj verziji ove (ili uopće) u isto vrijeme..

Osim toga, doprinoseće (ili rezonirajuće) strukture nisu izomeri: samo se položaj elektrona može razlikovati, ali ne i jezgre atoma..

aromata

Ovaj koncept se koristi za opisivanje cikličke i ravne molekule s prstenom rezonantnih veza koje pokazuju veću stabilnost od drugih geometrijskih aranžmana s istom atomskom konfiguracijom..

Aromatične molekule su vrlo stabilne, jer se ne lome lako ili obično reagiraju s drugim tvarima. U benzenu se prototip aromatskog spoja, pi (π) konjugirane veze formiraju u dvije različite rezonantne strukture, koje oblikuju šesterokut visoke stabilnosti..

Sigma link (Σ)

To je najjednostavnija karika u kojoj se susreću dvije "orbitale". Sigma veze prikazane su u svim jednostavnim kovalentnim vezama, a mogu se pojaviti iu "p" orbitalima, dok se one međusobno gledaju.

Veza pi (π)

Ova veza je između dvije "p" orbitale koje su paralelne. Spojene su jedna uz drugu (za razliku od sigme, koja se spaja licem u lice) i formiraju područja elektronske gustoće iznad i ispod molekule.

Dvostruke i trostruke kovalentne veze uključuju jednu ili dvije pi veze, a one daju molekuli krutom obliku. Pi veze su slabije od sigme, jer je manje preklapanja.

Vrste kovalentnih veza

Kovalentne veze između dva atoma mogu se formirati parom elektrona, ali mogu se formirati i od dva ili čak tri para elektrona, pa će se izraziti kao jednostruke, dvostruke i trostruke veze, koje su predstavljene različitim tipovima veza. spojevi (sigma i pi veze) za svaki.

Jednostavni linkovi su najslabiji, a trostruki najjači; to se događa jer su trojke one s najkraćom duljinom veze (najveća atrakcija) i najvećom energijom veze (one zahtijevaju više energije za lom).

Jednostavna veza

To je dijeljenje jednog para elektrona; to jest, svaki uključeni atom dijeli jedan elektron. Ta je veza najslabija i uključuje jednu sigma vezu (σ). Prikazana je linijom između atoma; na primjer, u slučaju molekule vodika (H2):

H H

Dvostruka veza

U ovoj vrsti veze, dva zajednička para elektrona formiraju veze; to jest, četiri elektrona se dijele. Ova veza uključuje sigma (σ) i pi (π) vezu, i predstavljena je s dvije crtice; na primjer, u slučaju ugljičnog dioksida (CO2):

O = C = O

Trostruka veza

Ta veza, najjača koja postoji između kovalentnih veza, nastaje kada atomi dijele šest elektrona ili tri para, u sindikalnoj sigmi (σ) i dvije pi (π). Predstavljen je s tri pruge i može se promatrati u molekulama kao što je acetilen (C2H2):

H-C = C-H

Konačno, opažene su četverostruke veze, ali su rijetke i ograničene su uglavnom na metalne spojeve, kao što je krom (II) acetat i drugi..

Primjeri

Za jednostavne veze najčešći je slučaj vodika, kao što se može vidjeti u nastavku:

Slučaj trostruke veze je slučaj dušika u dušikovom oksidu (N2O), kao što se vidi dolje, s vidljivim vezama sigma i pi:

reference

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