KOVALENS KÖTÉS: JELLEMZŐK, TULAJDONSÁGOK ÉS PÉLDÁK - KÉMIA - 2025

A kovalens kötések egyfajta kötés az atomok között, amelyek molekulákat képeznek az elektronpárok megosztása révén. Ezek a kötések, amelyek meglehetősen stabil egyensúlyt képviselnek az egyes fajok között, lehetővé teszik, hogy minden atom elérje elektronikus konfigurációjának stabilitását.

Ezek a kötések egy, kettős vagy hármas változatban vannak kialakítva, és poláris és nem poláros karakterrel rendelkeznek. Az atomok más fajokat vonzhatnak, így lehetővé téve kémiai vegyületek képződését. Ez az unió különféle erőkkel léphet fel, gyenge vagy erős vonzerőt, ionos karaktereket vagy elektroncserét generálva.

A kovalens kötéseket "erős" kötéseknek tekintjük. Más erős kötésekkel (ionos kötésekkel) ellentétben a kovalens vegyületek általában nemfémes atomokban és azokban, amelyek hasonló affinitással rendelkeznek az elektronokhoz (hasonló elektronegativitások), megkönnyítik a kovalens kötéseket és kevesebb energiát igényelnek a töréshez.

Az ilyen típusú kötésnél az úgynevezett Octet szabályt alkalmazzák a megosztandó atomok számának becslésére: ez a szabály kimondja, hogy a molekula minden atomjának 8 valencia elektronra van szüksége ahhoz, hogy stabil maradjon. A megosztás révén el kell érniük az elektronok veszteségét vagy nyereségét a fajok között.

jellemzők

A kovalens kötéseket az atomok elektronegatív tulajdonságai befolyásolják, amelyek részt vesznek az elektronpárok kölcsönhatásában; Ha egy atomja lényegesen nagyobb elektronegativitással rendelkezik, mint a csomópont másik atomja, akkor egy polaritás kovalens kötés alakul ki.

Ha azonban mindkét atom hasonló elektronegatív tulajdonsággal rendelkezik, akkor nem poláris kovalens kötés alakul ki. Ez azért történik, mert a leginkább elektronegatív fajok elektronjai jobban kötődnek ehhez az atomhoz, mint a legkevesebb elektronegativitás esetén.

Érdemes megjegyezni, hogy egyetlen kovalens kötés sem teljesen egalitárius, kivéve ha a két érintett atom azonos (és tehát azonos elektronegativitással rendelkeznek).

A kovalens kötés típusa a fajok közötti elektronegativitás különbségétől függ, ahol a 0 és 0,4 közötti érték nem poláros kötést eredményez, és a 0,4 és 1,7 közötti különbség poláris kötést eredményez (Ionkötések jelennek meg 1.7.

Nem poláris kovalens kötés

A nem poláris kovalens kötés akkor keletkezik, amikor az elektronok egyenlően oszlanak meg az atomok között. Ez általában akkor fordul elő, ha a két atom hasonló vagy egyenlő elektronikus affinitással rendelkezik (ugyanazok a fajok). Minél hasonlóbb az elektron-affinitási értékek az érintett atomok között, annál erősebb a kapott vonzerő.

Ez általában gázmolekulákban fordul elő, más néven diatómiai elemekként is. A nem poláris kovalens kötések ugyanolyan természetűek, mint a polárisak (a nagyobb elektronegativitású atom erősebben vonzza a másik atom elektronjait vagy elektronjait).

A diatómás molekulákban azonban az elektronegativitások kialszanak, mert egyenlők, és nulla töltést eredményeznek.

A nem poláris kötések döntő jelentőségűek a biológiában: elősegítik az aminosavláncokban látható oxigén- és peptidkötések kialakulását. A nagy számú nem poláros kötésű molekula általában hidrofób.

Poláris kovalens kötés

A poláris kovalens kötés akkor lép fel, amikor az elektronok egyenlőtlen eloszlása ​​van az unióban részt vevő két faj között. Ebben az esetben a két atom egyikének lényegesen nagyobb az elektronegativitása, mint a másiknak, és ezért több elektron vonzza a csomópontból.

A kapott molekula kissé pozitív oldala (a legalacsonyabb elektronegativitással rendelkező) és kissé negatív oldala (a legnagyobb elektronegativitással rendelkező atomnak). Ez elektrosztatikus potenciállal is rendelkezik, amely lehetővé teszi a vegyületnek, hogy gyengén kössön más poláris vegyületekkel.

A leggyakoribb poláris kötések a hidrogénatomok, amelyek több elektronegatív atomot tartalmaznak, és így vegyületeket képeznek, mint például víz (H ₂ O).

Tulajdonságok

A kovalens kötések szerkezetében olyan tulajdonságok sorozatát veszik figyelembe, amelyek részt vesznek ezeknek a kötéseknek a vizsgálatában, és segítik az elektronmegosztás jelenségének megértését:

Oktet szabály

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

A hüvelykujjszabály tükrözi azt a megfigyelést, hogy a reprezentatív elemek atomjai hajlamosak egyesülni úgy, hogy minden atom nyolc elektronot eléri a valenciahéjában, ami a nemesgázokhoz hasonló elektronikus konfigurációját eredményezi. Lewis diagramjait vagy szerkezeteit használjuk ezeknek a csomópontoknak a bemutatására.

Vannak kivételek e szabály, például fajok hiányos vegyértéke héj (molekulák hét elektronok, mint CH ₃, és a reaktív hat elektronok, mint BH ₃); ez olyan atomokban is előfordul, ahol nagyon kevés elektron, például többek között hélium, hidrogén és lítium.

Resonance

A rezonancia olyan eszköz, amelyet a molekuláris szerkezetek ábrázolására és a delokalizált elektronok ábrázolására használnak, ahol a kötések nem fejezhetők ki egyetlen Lewis-szerkezettel.

Ezekben az esetekben az elektronokat különféle "hozzájáruló" struktúrákkal, úgynevezett rezonáns struktúrákkal kell képviselni. Más szavakkal, a rezonancia az a kifejezés, amely két vagy több Lewis-struktúra használatát sugallja egy adott molekula ábrázolására.

Ez a koncepció teljesen emberi, és a molekula egyetlen vagy másik struktúrája egy adott időben sem létezik, de létezhet egyidejűleg bármelyik változatában (vagy mindegyikében).

Ezenkívül a hozzájáruló (vagy rezonancia) struktúrák nem izomerek: csak az elektronok helyzete különbözhet, az atommagok nem.

aromásság

Ezt a fogalmat egy ciklikus, síkbeli molekula leírására használják, amelynek rezonanciakötések gyűrűje nagyobb stabilitást mutat, mint az azonos atomkonfigurációjú többi geometriai elrendezés.

Az aromás molekulák nagyon stabilak, mivel nem bomlanak könnyen, és általában sem reagálnak más anyagokkal. A benzolban, az aromás vegyület prototípusában a konjugált pi (π) kötések két különböző rezonanciaszerkezetben alakulnak ki, amelyek rendkívül stabil hatszöget képeznek.

Sigma link

Ez a legegyszerűbb kötés, amelyben két "s" pálya csatlakozik. A Sigma-kötések minden egyszerű kovalens kötésben előfordulnak, és „p” -pályákban is előfordulhatnak, feltéve, hogy egymásra néznek.

Kötvény pi (π)

Ez a kötés két párhuzamos "p" pálya között lép fel. Ezek egymáshoz kötődnek (ellentétben a szigmával, amely szemtől szemben kötődik), és az elektron sűrűségű területeket képeznek a molekula felett és alatt.

A kovalens kettős és hármas kötések egy vagy két pi kötést tartalmaznak, és ezek merev alakot adnak a molekula számára. A Pi kötések gyengébbek, mint a szigma kötések, mivel kevesebb az átfedés.

Kovalens kötések típusai

A két atom közötti kovalens kötéseket elektronpárok képezhetik, de két vagy legfeljebb három elektronpárt is képezhetnek, tehát ezeket egyszeri, kettős és hármas kötésekben fejezik ki, amelyeket különféle típusú atomok reprezentálnak. szakszervezetek (szigma és pi kötések) mindegyikre.

Az egyes kötvények a leggyengébbek, a hármas kötések a legerősebbek; Ennek oka az, hogy a hármasok a legrövidebb kötéshosszúak (nagyobb vonzerővel) és a legnagyobb kötési energiával rendelkeznek (több energiát igényelnek a töréshez).

Egyszerű link

Ez egyetlen elektronpár megosztása; azaz minden érintett atom egy elektronot oszt meg. Ez az unió a leggyengébb, és egyetlen szigma (σ) kötést tartalmaz. Az atomok közötti vonal képviseli; például a hidrogénmolekula (H ₂) esetében:

H H

Dupla link

Az ilyen típusú kötésben két megosztott elektronpárt képeznek kötések; vagyis négy elektron meg van osztva. Ez a kötés egy szigma (σ) és egy pi (π) kötést tartalmaz, és két vonal képviseli; például szén-dioxid (CO ₂) esetében:

O = C = O

Hármas kötés

Ez a kötés, amely a kovalens kötések között a legerősebb, akkor fordul elő, amikor az atomok hat elektronot vagy három párt osztanak meg, egy szigma (σ) és két pi (π) kötésben. Három vonallal ábrázolja, és molekulákban, például acetilénben (C ₂ H ₂) látható:

HC≡CH

Végül négyszeres kötéseket figyeltünk meg, de ezek ritkák és elsősorban fémes vegyületekre korlátozódnak, mint például a króm (II) acetát és más.

Példák

Az egyszerű kötéseknél a leggyakoribb eset a hidrogén, amint az alább látható:

A hármas kötés esete a nitrogéntartalom nitrogén-monoxidban (N ₂ O), az alább látható módon, a szigma és a pi kötésekkel:

Irodalom

1. Chang, R. (2007). Kémia. (9. kiadás). McGraw-Hill.
2. Chem Libretexts. (Sf). A (z) chem.libretexts.org webhelyből származik
3. Anne Marie Helmenstine, P. (második). Visszakeresve a gondolat.hu webhelyről
4. Lodish, H., Berk, A., Zipursky, SL, Matsudaira, P., Baltimore, D., és Darnell, J. (2000). Molekuláris sejtbiológia. New York: WH Freeman.
5. Wikiversity. (Sf). Vissza a (z) en.wikiversity.org oldalról