Kovalentsete linkide omadused, omadused, tüübid ja näited



The kovalentsed sidemed need on ühendid aatomite vahel, mis moodustavad molekule elektronide paaride jagamise kaudu. Need lingid, mis esindavad üsna stabiilset tasakaalu iga liigi vahel, võimaldavad igal aatomil saavutada oma elektroonilise konfiguratsiooni stabiilsuse.

Need lingid on moodustatud ühe-, kahe- või kolmekordsetes versioonides ning neil on polaarsed ja mittepolaarsed tähemärgid. Aatomid võivad meelitada teisi liike, võimaldades seega keemiliste ühendite moodustumist. See liit võib esineda erinevate jõudude poolt, luues nõrga või tugeva atraktsiooni, või ioonseid märke või elektronide vahetust.

Kovalentseid sidemeid peetakse "tugevateks" ametiühinguteks. Erinevalt teistest tugevatest võlakirjadest (ioonsed sidemed) esineb kovalentseid sidemeid tavaliselt mitte-metallilistes aatomites ja sarnaste afiinsustega sidemetes elektronidega (sarnased elektronegatiivsused), muutes kovalentsed sidemed nõrgaks ja vajavad purunemiseks vähem energiat..

Sellises seoses kasutatakse tavaliselt jagatud aatomite hulga hindamiseks okteti nn reeglit: see reegel sätestab, et iga molekuli aatom vajab stabiilsuse säilitamiseks 8 valentselektroni. Jagamise kaudu peavad need saavutama liikide elektronide kadumise või kasumi.

Indeks

  • 1 Omadused
    • 1.1 Mittepolaarne kovalentne side
    • 1.2 Polaarne kovalentne side
  • 2 Atribuudid
    • 2.1 Baidireegel
    • 2.2 Resonants
    • 2.3 Aromaatilisus
  • 3 Kovalentsete sidemete tüübid
    • 3.1 Lihtne link
    • 3.2 Topeltlink
    • 3.3 Kolmekordne link
  • 4 Näited
  • 5 Viited

Omadused

Kovalentseid sidemeid mõjutab iga elektroni paari interaktsioonis osaleva aatomi elektronegatiivne omadus; kui sul on aatom, mille elektronegatiivsus on tunduvalt suurem kui teise ühendi aatom, moodustub polaarne kovalentne side.

Kui aga mõlemal aatomil on sarnane elektronegatiivne omadus, moodustub mittepolaarne kovalentne side. See juhtub sellepärast, et kõige elektronegatiivsemate liikide elektronid on selle aatomi külge rohkem seotud kui kõige vähem elektronegatiivsete liikide puhul..

Väärib märkimist, et kovalentne side ei ole täiesti võrdne, välja arvatud juhul, kui kaks kaasatud aatomit on identsed (ja seega on neil sama elektronegatiivsus)..

Kovalentse sideme tüüp sõltub liikide vahelise elektronegatiivsuse erinevusest, kus väärtus vahemikus 0 kuni 0,4 annab mittepolaarse sideme ja erinevus 0,4 kuni 1,7 annab polaarse sideme ( ioonsidemed ilmuvad alates 1.7).

Mittepolaarne kovalentne side

Mittepolaarne kovalentne side luuakse siis, kui elektronid on võrdselt jagatud aatomite vahel. See juhtub tavaliselt siis, kui kahel aatomil on sarnane või võrdne elektrooniline afiinsus (sama liik). Mida sarnasemad on seotud aatomite elektroonilise afiinsuse väärtused, seda tugevam on sellest tulenev atraktsioon.

See toimub tavaliselt gaasimolekulides, mida tuntakse ka diatoomiliste elementidena. Mittepolaarsed kovalentsed sidemed töötavad samasuguse iseloomuga kui polaarsed sidemed (kõrgema elektronegatiivsuse aatom meelitab tugevamalt teise aatomi elektroni või elektrone).

Kuid diatoomimolekulides tühistatakse elektronegatiivsused, kuna need on võrdsed ja põhjustavad nullkoormust.

Mittepolaarsed sidemed on bioloogias olulised: nad aitavad moodustada hapniku- ja peptiidsidemeid, mida täheldatakse aminohapete ahelates. Suure koguse mittepolaarsete sidemetega molekulid on tavaliselt hüdrofoobsed.

Polaarne kovalentne side

Polaarset kovalentset sidet esineb siis, kui kahe liiduga seotud liigi vahel on elektronide ebavõrdne jagamine. Sellisel juhul on üks kahest aatomist elektronegatiivsusest tunduvalt suurem kui teisel ja seetõttu meelitab liit rohkem ühendeid.

Saadud molekulil on pisut positiivne külg (see, millel on madalaim elektronegatiivsus) ja pisut negatiivne külg (kõrgeima elektronegatiivsusega aatomiga). Sellel on ka elektrostaatiline potentsiaal, mis annab ühendile võime nõrgalt seonduda teiste polaarsete ühenditega.

Kõige tavalisemad polaarsed sidemed on vesinikuaatomid, millel on rohkem elektronegatiivseid aatomeid, et moodustada ühendeid nagu vesi (H2O).

Omadused

Kovalentsete võlakirjade struktuuris võetakse arvesse mitmeid nende ametiühingute uurimisega seotud omadusi ja aidatakse mõista seda elektroni jagamise nähtust:

Okteti reegel

Oktetide reegli sõnastas Ameerika füüsik ja keemik Gilbert Newton Lewis, kuigi oli teadlasi, kes seda enne teda uurisid.

See on rusikareegel, mis peegeldab tähelepanekut, et tüüpiliste elementide aatomid kombineeruvad tavaliselt nii, et iga aatom jõuab kaheksasse elektroni oma valentsuskesta, mille tulemusel on elektrooniline konfiguratsioon sarnane väärisgaasidega. Lewise diagramme või struktuure kasutatakse nende ametiühingute esindamiseks.

Sellest reeglist on erandeid, näiteks mittekomplektse valentsikujuga liikide puhul (molekulid, millel on seitse elektroni nagu CH3, ja reaktiivsed kuueelektroonilised liigid nagu BH3); see toimub ka aatomites, kus on väga vähe elektrone, nagu näiteks heelium, vesinik ja liitium.

Resonants

Resonants on vahend, mida kasutatakse molekulaarstruktuuride esindamiseks ja delokaliseeritud elektronide esindamiseks, kus sidemeid ei saa väljendada ühe Lewise struktuuriga.

Nendel juhtudel peavad elektronid olema esindatud mitme "osamakselise" struktuuriga, mida nimetatakse resonantskonstruktsioonideks. Teisisõnu, resonants on see termin, mis viitab kahe või enama Lewise struktuuri kasutamisele konkreetse molekuli esindamiseks.

See mõiste on täiesti inimlik ja molekuli ükski teine ​​struktuur ei ole ühelgi ajahetkel olemas, kuid see võib eksisteerida ükskõik millises selle versiooni (või üldse) samal ajal.

Lisaks ei ole toetavad (või resoneerivad) struktuurid isomeerid: ainult elektronide positsioon võib erineda, kuid mitte aatomi tuumad.

Aromaatilisus

Seda mõistet kasutatakse tsüklilise ja lame molekuli kirjeldamiseks resonantssidemete ringiga, millel on suurem stabiilsus kui teistel sama aatomkonfiguratsiooniga geomeetrilistel järjestustel.

Aromaatsed molekulid on väga stabiilsed, kuna nad ei purune kergesti või tavaliselt reageerivad teiste ainetega. Benseenis on aromaatse ühendi prototüübi pi (π) konjugeeritud sidemed moodustatud kahes erinevas resonantskonstruktsioonis, mis moodustavad suure stabiilsusega kuuskant..

Sigma link (σ)

See on kõige lihtsam lüli, milles kaks "s" orbiidi kokku tulevad. Sigma võlakirjad on esitatud kõigis lihtsates kovalentsetes sidemetes ja võivad esineda ka "p" orbitaalides, samas kui need üksteist vaatavad.

Link pi (π)

See seos on kahe paralleelselt paikneva "p" orbitaali vahel. Neid ühendatakse kõrvuti (erinevalt sigma, mis ühendab näost näkku) ja moodustavad elektrontihedusega alasid molekuli kohal ja all..

Topelt- ja kolmekordsed kovalentsed sidemed hõlmavad ühte või kahte pi-sidet ja need annavad molekulile jäiga vormi. Pi-lingid on nõrgemad kui sigma, sest on vähem kattuvust.

Kovalentsete sidemete tüübid

Kahe aatomi vahelisi kovalentseid sidemeid võib moodustada elektronide paar, kuid neid saab moodustada ka kahe või isegi kolme elektroni paari, nii et neid väljendatakse ühe-, kahe- ja kolmiksidetena, mis on esindatud eri tüüpi võlakirjadega. ristmikud (sigma ja pi lingid).

Lihtsad sidemed on kõige nõrgemad ja kolmekordsed tugevad; see juhtub seetõttu, et kolmik on need, millel on lühim lüli pikkus (suurim atraktsioon) ja kõrgeim linkenergia (nad vajavad purunemiseks rohkem energiat).

Lihtne link

See on ühe elektroni paari jagamine; see tähendab, et iga kaasatud aatom jagab ühte elektroni. See liit on nõrgim ja sellega kaasneb üks sigma side (σ). See on esindatud aatomite vahel; näiteks vesiniku molekuli puhul (H2):

H-H

Topeltlüli

Sellises sidemetes moodustavad sidemed kaks jagatud elektronide paari; see tähendab, et jagatakse nelja elektroni. See link hõlmab sigma (σ) ja pi (π) linki ning seda esindavad kaks kriipsut; näiteks süsinikdioksiidi (CO2):

O = C = O

Kolmekordne link

See side, mis on kõige kovalentsete sidemete vahel kõige tugevam, tekib siis, kui aatomid jagavad kuut elektroni või kolme paari, liidu sigmas (σ) ja kahes pi (π). See on esindatud kolme triibuga ja seda võib täheldada sellistes molekulides nagu atsetüleen (C2H2):

H-C4C-H

Lõpuks on täheldatud neljakordseid sidemeid, kuid need on haruldased ja piirduvad peamiselt metallühenditega, nagu kroom (II) atsetaat ja teised..

Näited

Lihtsate linkide puhul on kõige levinumaks juhtumiks vesinik, nagu on näha allpool:

Kolmekordse sideme juhtum on lämmastikoksiidi lämmastikuaatom (N. \ T2O), nagu on näha allpool, sigma ja pi lingid nähtavad:

Viited

  1. Chang, R. (2007). Keemia (9. väljaanne). McGraw-Hill.
  2. Chem Libretexts. (s.f.). Välja otsitud kem.libretexts.org
  3. Anne Marie Helmenstine, P. (s.f.). Välja otsitud arvutustest
  4. Lodish, H., Berk, A., Zipursky, S.L., Matsudaira, P., Baltimore, D., & Darnell, J. (2000). Molekulaarrakkude bioloogia. New York: W. H. Freeman.
  5. Vikisõnastik (s.f.). Välja otsitud en.wikiversity.org