Kovalenttisten linkkien ominaisuudet, ominaisuudet, tyypit ja esimerkit



kovalenttiset sidokset ne ovat tyyppi liitosta atomien välillä, jotka muodostavat molekyylejä elektronipareiden jakamisen kautta. Nämä linkit, jotka edustavat melko vakaan tasapainon kunkin lajin välillä, sallivat jokaisen atomin saavuttaa elektronisen konfiguraationsa vakauden.

Nämä linkit muodostuvat yhden, kahden tai kolminkertaisen version mukaan, ja niissä on polaarisia ja ei-polaarisia merkkejä. Atomit voivat houkutella muita lajeja, mikä mahdollistaa kemiallisten yhdisteiden muodostumisen. Tämä liitto voi tapahtua erilaisilla voimilla, jotka tuottavat heikon tai vahvan vetovoiman, tai ionisia merkkejä tai elektroninvaihtoa.

Kovalenttisia joukkovelkakirjoja pidetään "vahvina" ammattiliitoina. Toisin kuin muut vahvat sidokset (ioniset sidokset), kovalenttiset sidokset esiintyvät yleensä ei-metallisissa atomeissa ja niissä, joilla on samanlaiset affiniteetit elektronien suhteen (samanlaiset elektronegatiivisuudet), jolloin kovalenttiset sidokset ovat heikkoja ja vaativat vähemmän energiaa rikkoutumiseen..

Tämän tyyppisessä linkissä käytetään yleisesti niin sanottua oktettisääntöä jaettavien atomien määrän arvioimiseksi: tämä sääntö sanoo, että jokainen molekyylin atomi vaatii 8 valenselektonia pysymään vakaina. Jakamisen kautta niiden on saavutettava elektronien menetys tai hyöty lajien välillä.

indeksi

  • 1 Ominaisuudet
    • 1.1 Ei-polaarinen kovalenttinen sidos
    • 1.2 Polaarinen kovalenttinen sidos
  • 2 Ominaisuudet
    • 2.1 Byte-sääntö
    • 2.2 Resonanssi
    • 2.3 Aromaattisuus
  • 3 Kovalenttisten sidosten tyypit
    • 3.1 Yksinkertainen linkki
    • 3.2 Kaksoislinkki
    • 3.3 Kolminkertainen linkki
  • 4 Esimerkkejä
  • 5 Viitteet

piirteet

Kovalenttiset sidokset vaikuttavat kunkin elektroni-parien vuorovaikutukseen osallistuvan atomin elektronegatiiviseen omaisuuteen; kun sinulla on atomi, jonka elektronegatiteetti on huomattavasti suurempi kuin liitoksen toisen atomin, muodostuu polaarinen kovalenttinen sidos.

Kuitenkin, kun molemmilla atomeilla on samanlainen elektronegatiivinen ominaisuus, muodostuu ei-polaarinen kovalenttinen sidos. Tämä johtuu siitä, että useimpien elektronegatiivisten lajien elektronit kiinnittyvät enemmän tähän atomiin kuin pienimmän elektronegatiivisen lajin tapauksessa..

On syytä huomata, että mikään kovalenttinen sidos ei ole täysin sama, ellei kyseiset kaksi atomia ole identtisiä (ja siten niillä on sama elektronegatiivisuus).

Kovalenttisen sidoksen tyyppi riippuu eroista, jotka vaihtelevat lajien välillä, jolloin arvo välillä 0 - 0,4 johtaa ei-polaariseen sidokseen, ja ero 0,4 - 1,7 johtaa polaariseen sidokseen ( ioniset sidokset näkyvät 1.7: stä).

Ei-polaarinen kovalenttinen sidos

Ei-polaarinen kovalenttinen sidos syntyy, kun elektronit jaetaan tasaisesti atomien välillä. Tämä tapahtuu yleensä silloin, kun kahdella atomilla on samanlainen tai samanlainen elektroninen affiniteetti (sama laji). Mitä samankaltaisempia ovat mukana olevien atomien väliset elektronisen affiniteetin arvot, sitä vahvempi on vetovoima.

Tämä tapahtuu yleensä kaasumolekyyleissä, jotka tunnetaan myös diatomi-elementteinä. Ei-polaariset kovalenttiset sidokset toimivat samalla tavalla kuin polaariset (korkeamman elektronegatiivisuuden atomi houkuttelee voimakkaammin toisen atomin elektronia tai elektroneja).

Diatomisissa molekyyleissä elektronegativiteetit kuitenkin peruutetaan, koska ne ovat yhtä suuria ja ne aiheuttavat nolla-arvon.

Ei-polaariset sidokset ovat ratkaisevan tärkeitä biologiassa: ne auttavat muodostamaan happi- ja peptidisidoksia, joita havaitaan aminohappoketjuissa. Molekyylit, joissa on suuri määrä ei-polaarisia sidoksia, ovat yleensä hydrofobisia.

Polaarinen kovalenttinen sidos

Polaarinen kovalenttinen sidos esiintyy, kun elektronien jakautuminen kahden liittoon kuuluvan lajin välillä on epätasainen. Tässä tapauksessa yhdellä näistä kahdesta atomista on huomattavasti suurempi elektronegatiivisuus kuin toisella, ja tästä syystä se houkuttelee lisää elektroneja unionista.

Tuloksena olevalla molekyylillä on hieman positiivinen puoli (se, jolla on pienin elektronegatiivisuus), ja hieman negatiivinen puoli (sillä atomilla, jolla on korkein elektronegatiivisuus). Sillä on myös sähköstaattinen potentiaali, jolloin yhdiste kykenee sitoutumaan heikosti muihin polaarisiin yhdisteisiin.

Yleisimpiä polaarisia sidoksia ovat ne, joilla on vety, jossa on enemmän elektronegatiivisia atomeja, jolloin muodostuu yhdisteitä, kuten vettä (H2O).

ominaisuudet

Kovalenttisten joukkovelkakirjojen rakenteissa otetaan huomioon joukko ominaisuuksia, jotka osallistuvat näiden liittojen tutkimukseen ja auttavat ymmärtämään tätä elektronin jakamisen ilmiötä:

Octet-sääntö

Oktetin säännön muotoilivat amerikkalainen fyysikko ja kemisti Gilbert Newton Lewis, vaikka oli olemassa tutkijoita, jotka tutkivat tätä ennen häntä.

Nyrkkisääntö heijastaa havaintoa, että edustavien elementtien atomit yhdistyvät tavallisesti siten, että jokainen atomi saavuttaa kahdeksan elektronia valenssikuoressaan, mikä johtaa siihen, että sillä on elektroniikkakokoonpano, joka on samanlainen kuin jalokaasut. Lewisin kaavioita tai rakenteita käytetään edustamaan näitä liittoja.

Tästä säännöstä on poikkeuksia, kuten lajeille, joilla on epätäydellinen valenssikuori (molekyylit, joissa on seitsemän elektronia, kuten CH3, ja reaktiiviset kuuden elektronin lajit, kuten BH3); se tapahtuu myös atomeissa, joissa on hyvin vähän elektroneja, kuten heliumia, vetyä ja litiumia.

resonanssi

Resonanssi on työkalu, jota käytetään edustamaan molekyylirakenteita ja edustamaan delokalisoituja elektroneja, joissa sidoksia ei voida ilmaista yhdellä Lewis-rakenteella.

Näissä tapauksissa elektronien on oltava edustettuina useilla "maksullisilla" rakenteilla, joita kutsutaan resonansseiksi rakenteiksi. Toisin sanoen resonanssi on termi, joka ehdottaa kahden tai useamman Lewis-rakenteen käyttöä tietyn molekyylin edustamiseksi.

Tämä käsite on täysin inhimillinen, eikä molekyyliä ole missään vaiheessa tai toisella rakenteella, mutta se voi esiintyä millä tahansa tämän version (tai koko) versiolla samanaikaisesti.

Lisäksi vaikuttavat (tai resonoivat) rakenteet eivät ole isomeerejä: vain elektronien sijainti voi vaihdella, mutta ei atomin ytimiä.

aromaattisuuteen

Tätä käsitettä käytetään kuvaamaan syklistä ja litteää molekyyliä, jossa on resonanssisidosten rengas, jolla on suurempi stabiilisuus kuin muilla geometrisilla järjestelyillä, joilla on sama atomikokoonpano.

Aromaattiset molekyylit ovat hyvin stabiileja, koska ne eivät hajoa helposti tai yleensä reagoivat muiden aineiden kanssa. Bentseenissä aromaattisen yhdisteen prototyypin pi (π) konjugoidut sidokset muodostetaan kahteen erilliseen resonanssirakenteeseen, jotka muodostavat kuusikulmion, jolla on suuri vakaus.

Sigma-linkki (Σ)

Se on yksinkertaisin linkki, jossa kaksi "s" -alustaa kokoontuvat yhteen. Sigman joukkovelkakirjat esitetään kaikissa yksinkertaisissa kovalenttisissa sidoksissa, ja ne voivat esiintyä myös "p": n orbitaaleissa..

Linkki pi (π)

Tämä linkki on kahden rinnakkain olevan p-kiertoradan välillä. Ne liitetään vierekkäin (toisin kuin sigma, joka yhdistyy kasvotusten) ja muodostavat elektronisen tiheyden alueita molekyylin ylä- ja alapuolella.

Kaksois- ja kolminkertaiset kovalenttiset sidokset sisältävät yhden tai kaksi pi-sidosta, ja nämä antavat molekyylille jäykän muodon. Pi-linkit ovat heikompia kuin sigma, koska niissä on vähemmän päällekkäisyyksiä.

Kovalenttisten sidosten tyypit

Kahden atomin väliset kovalenttiset sidokset voidaan muodostaa elektronien parilla, mutta ne voidaan muodostaa myös kahdesta tai jopa kolmesta elektroniparista, joten ne ilmaistaan ​​yksin-, kaksois- ja kolmoissidoksina, jotka on esitetty eri tyyppisillä joukkovelkakirjoilla. risteykset (sigma- ja pi-linkit) kullekin.

Yksinkertaiset yhteydet ovat heikoimpia ja kolminkertaiset vahvimmat; tämä johtuu siitä, että kolminkertaiset ovat ne, joilla on lyhin linkin pituus (suurin vetovoima) ja korkein linkkienergia (ne tarvitsevat enemmän energiaa katkaisemaan).

Yksinkertainen linkki

Se on yhden elektroniparin jakaminen; toisin sanoen jokainen mukana oleva atomi jakaa yhden elektronin. Tämä liitto on heikoin ja siihen liittyy yksi sigma-sidos (σ). Se on edustettuna atomien välisellä linjalla; esimerkiksi vetymolekyylissä (H2):

H-H

Kaksoislinkki

Tämän tyyppisessä sidoksessa kaksi yhteistä elektronien paria muodostavat sidoksia; toisin sanoen neljä elektronia on jaettu. Tähän linkkiin liittyy sigma (σ) ja pi (π) -linkki, ja sitä edustaa kaksi viivaa; esimerkiksi hiilidioksidin (CO2):

O = C = O

Kolminkertainen linkki

Tämä sidos, joka on voimakkain kovalenttisten sidosten välillä, tapahtuu, kun atomit jakavat kuusi elektronia tai kolme paria, unionisigmassa (σ) ja kahdessa pi: ssä (π). Sitä edustaa kolme raitaa ja niitä voidaan havaita molekyyleissä, kuten asetyleenissä (C2H2):

H-C = C-H

Lopuksi on havaittu nelinkertaiset sidokset, mutta ne ovat harvinaisia ​​ja rajoittuvat pääasiassa metalliyhdisteisiin, kuten kromi (II) -asetaattiin ja muihin..

esimerkit

Yksinkertaisia ​​linkkejä varten yleisin tapa on vety, kuten alla on nähtävissä:

Kolmoissidoksen tapaus on typpioksidin nitrogeenien (N. \ T2O), kuten alla on esitetty, sigman ja pi-linkkien näkyessä:

viittaukset

  1. Chang, R. (2007). Kemia. (9. painos). McGraw-Hill.
  2. Chem Libretexts. (N.D.). Haettu osoitteesta chem.libretexts.org
  3. Anne Marie Helmenstine, P. (s.f.). Haettu osoitteesta thinkco.com
  4. Lodish, H., Berk, A., Zipursky, S.L., Matsudaira, P., Baltimore, D., & Darnell, J. (2000). Molekyylisolubiologia. New York: W. H. Freeman.
  5. Wikiversity. (N.D.). Haettu osoitteesta en.wikiversity.org