Kovalentinės nuorodos savybės, savybės, tipai ir pavyzdžiai



The kovalentinės obligacijos jie yra sąryšis tarp atomų, sudarančių molekules dalinantis elektronų poromis. Šios sąsajos, kurios sudaro gana stabilią pusiausvyrą tarp kiekvienos rūšies, leidžia kiekvienam atomui pasiekti savo elektroninės konfigūracijos stabilumą.

Šios sąsajos suformuotos viena, dviem ar trimis versijomis ir turi polinius ir ne polinius simbolius. Atomai gali pritraukti kitas rūšis, taip sudarant sąlygas cheminių junginių susidarymui. Ši sąjunga gali pasireikšti skirtingomis jėgomis, kurios sukuria silpną ar stiprią patrauklumą, arba joninių simbolių arba elektronų mainų.

Kovalentinės obligacijos laikomos "stipriomis" sąjungomis. Skirtingai nuo kitų stiprių obligacijų (joninių obligacijų), kovalentinės obligacijos paprastai būna ne metalo atomai ir tose, kuriose yra panašūs ryšiai su elektronais (panašūs elektronegatyvumai), todėl kovalentiniai ryšiai yra silpni ir jiems reikia mažiau energijos..

Šio tipo sąsajoje bendrai naudojamų atomų kiekiui įvertinti paprastai taikoma vadinamoji okteto taisyklė: ši taisyklė numato, kad kiekvienas molekulės atomas reikalauja, kad 8 valentiniai elektronai išliktų stabilūs. Pasidalijimo metu jie turi pasiekti elektronų praradimą ar naudą tarp rūšių.

Indeksas

  • 1 Charakteristikos
    • 1.1. Ne polinis kovalentinis ryšys
    • 1.2 Poliarinė kovalentinė jungtis
  • 2 Ypatybės
    • 2.1 Bitų taisyklė
    • 2.2 Rezonansas
    • 2.3 Aromatumas
  • 3 Kovalentinių obligacijų tipai
    • 3.1 Paprasta nuoroda
    • 3.2 Dviguba nuoroda
    • 3.3 Trigubas ryšys
  • 4 Pavyzdžiai
  • 5 Nuorodos

Savybės

Kovalentinius ryšius įtakoja kiekvieno elektrono porų sąveikoje dalyvaujančio atomo elektronegatyvi savybė; kai turite atomą, kurio elektronegatyvumas yra žymiai didesnis nei kito atomo junginyje, bus suformuota polinė kovalentinė jungtis.

Tačiau, kai abu atomai turi panašią elektronegatyvinę savybę, susidarys nepolinis kovalentinis ryšys. Taip atsitinka todėl, kad labiausiai elektronegatyvių rūšių elektronai bus labiau prijungti prie šio atomo, nei mažiausiai elektronegatyvių rūšių atveju..

Verta pažymėti, kad jokia kovalentinė jungtis nėra visiškai lygi, nebent du dalyvaujantys atomai yra identiški (taigi ir tokie patys elektronegatyvumai).

Kovalentinės jungties tipas priklauso nuo skirtumo tarp elektroninių elektroninių ryšių rūšių, kai reikšmė tarp 0 ir 0,4 lemia ne polinę ryšį, o skirtumas nuo 0,4 iki 1,7 sukelia polinę jungtį ( jonų obligacijos atsiranda nuo 1.7).

Ne polinis kovalentinis ryšys

Nepolinis kovalentinis ryšys yra generuojamas, kai elektronai yra vienodai paskirstyti tarp atomų. Tai paprastai atsitinka, kai du atomai turi panašų arba lygų elektroninį ryšį (tas pačias rūšis). Kuo labiau panašūs yra elektroninės afiniteto reikšmės tarp atomų, tuo stipresnis bus jo pritraukimas.

Tai paprastai vyksta dujų molekulėse, dar vadinamose diatominiais elementais. Nepoliniai kovalentiniai ryšiai veikia taip pat kaip ir poliniai (didesnio elektronegatizmo atomas žymiai pritrauks kito atomo elektroną arba elektronus).

Tačiau diatominėse molekulėse elektronegatyvai atšaukiami, nes jie yra lygūs ir nulinės apkrovos..

Ne poliniai ryšiai yra gyvybiškai svarbūs biologijoje: jie padeda formuoti deguonies ir peptido ryšius, pastebėtus aminorūgščių grandinėse. Molekulės, kuriose yra didelis poliarinių ryšių kiekis, paprastai yra hidrofobinės.

Poliarinė kovalentinė jungtis

Poliarinė kovalentinė jungtis atsiranda, kai tarp dviejų sąjungoje dalyvaujančių rūšių yra nevienodas elektronų pasidalijimas. Šiuo atveju vienas iš dviejų atomų turi žymiai didesnį elektronegatyvumą, o dėl to jis pritrauks daugiau sąjungos elektronų.

Gauta molekulė turės šiek tiek teigiamą pusę (kuri turi mažiausią elektronegatyvumą) ir šiek tiek neigiamą pusę (su tuo atomu, turinčiu didžiausią elektronegatyvumą). Jis taip pat turės elektrostatinį potencialą, suteikiant junginiui galimybę silpnai susieti su kitais poliniais junginiais.

Dažniausiai poliarinės jungiamosios yra vandenilio grupės, turinčios daugiau elektronegatyvių atomų, kad susidarytų tokie junginiai kaip vanduo (H2O).

Savybės

Kovalentinių obligacijų struktūrose atsižvelgiama į daugybę savybių, kurios yra susijusios su šių sąjungų tyrimu ir padeda suprasti šį elektronų pasidalijimo reiškinį:

Octet taisyklė

Oktetų taisyklę suformulavo amerikiečių fizikas ir chemikas Gilbertas Newtonas Lewis, nors ir buvo mokslininkai, kurie tai ištyrė prieš jį.

Tai nykščio taisyklė, atspindinti stebėjimą, kad reprezentatyvių elementų atomai paprastai sujungiami taip, kad kiekvienas atomas pasiekia aštuonis elektronus savo valentiniame korpuse, todėl jis turi elektroninę konfigūraciją, panašią į tauriųjų dujų. Lewis diagramos arba struktūros yra naudojamos atstovauti šioms sąjungoms.

Yra šios taisyklės išimčių, pvz., Rūšims, kurių valentinė korpusas yra neišsamus (molekulės su septyniais elektronais, pvz., CH3, ir reaktyvios šešių elektronų rūšys, tokios kaip BH3); tai taip pat atsitinka atomai, turintys labai mažai elektronų, pavyzdžiui, helio, vandenilio ir ličio.

Rezonansas

Rezonansas yra įrankis, naudojamas atstovauti molekulinėms struktūroms ir atstovauti delokalizuotiems elektronams, kur obligacijos negali būti išreikštos viena Lewis struktūra.

Tokiais atvejais elektronai turi būti reprezentuojami su keliomis „prisidedančiomis“ struktūromis, vadinamomis rezonansinėmis struktūromis. Kitaip tariant, rezonansas yra tas terminas, kuris siūlo naudoti dvi ar daugiau Lewis struktūrų tam tikrai molekulei atstovauti.

Ši koncepcija yra visiškai žmogiška, ir nėra jokios molekulės struktūros ar struktūros bet kuriuo metu, bet ji gali egzistuoti bet kurioje šio (arba viso) versijoje tuo pačiu metu..

Be to, prisidedančios (arba rezonuojančios) struktūros nėra izomerai: tik elektronų padėtis gali skirtis, bet ne atomo branduoliai.

Aromatumas

Ši sąvoka naudojama apibūdinti ciklinę ir plokščią molekulę su rezonansinių jungčių žiedu, kurie turi didesnį stabilumą nei kiti geometriniai elementai, turintys tą pačią atominę konfigūraciją.

Aromatinės molekulės yra labai stabilios, nes jos nesugadina arba paprastai reaguoja su kitomis medžiagomis. Benzene prototipo aromatinis junginys, pi (π) konjuguotas ryšys yra suformuotas dviejose skirtingose ​​rezonansinėse struktūrose, kurios sudaro šešiakampį su dideliu stabilumu.

„Sigma“ nuoroda (σ)

Tai paprasčiausias ryšys, kuriame susitinka dvi „s“ orbitos. „Sigma“ obligacijos pateikiamos visose paprastose kovalentinėse obligacijose, taip pat gali atsirasti „p“ orbitose, o jos žiūri viena į kitą.

Nuoroda pi (π)

Ši sąsaja yra tarp dviejų lygiagrečių „p“ orbitų. Jos yra sujungtos greta (skirtingai nuo sigmos, kuri jungia į veidą) ir sudaro elektroninio tankio sritis virš ir žemiau molekulės..

Dvigubos ir trigubos kovalentinės jungtys apima vieną arba dvi pi jungtis, ir jos suteikia molekulei standžią formą. „Pi“ ryšiai yra silpnesni nei sigma, nes yra mažiau sutampa.

Kovalentinių obligacijų tipai

Kovalentinius ryšius tarp dviejų atomų gali sudaryti elektronų pora, tačiau juos taip pat gali sudaryti dvi ar net trys elektronų poros, todėl jie bus išreikšti kaip vienos, dvigubos ir trigubos jungtys, atstovaujamos skirtingų tipų obligacijomis. sankryžos (sigma ir pi nuorodos).

Paprasta sąsaja yra silpniausia ir trijų - stipriausi; taip atsitinka todėl, kad triviečiai yra trumpiausio ryšio ilgio (didžiausio pritraukimo) ir didžiausios nuorodos energijos (jie reikalauja didesnės energijos pertraukai)..

Paprasta nuoroda

Tai yra vieno elektronų poros pasidalijimas; tai yra, kiekvienas dalyvaujantis atomas turi vieną elektroną. Ši sąjunga yra silpniausia ir apima vieną sigmos ryšį (σ). Jis vaizduojamas linija tarp atomų; pavyzdžiui, vandenilio molekulės atveju (H2):

H-H

Dviguba nuoroda

Šio tipo obligacijose dvi bendros elektronų poros sudaro obligacijas; tai yra, keturi elektronai yra bendrinami. Ši nuoroda apima sigma (σ) ir pi (π) nuorodą, ir ją vaizduoja dvi brūkšnelės; pavyzdžiui, anglies dioksido (CO2):

O = C = O

Trivietis ryšys

Šis ryšys, kuris yra stipriausias tarp kovalentinių ryšių, atsiranda, kai atomai dalijasi šešiais elektronais arba trimis poromis, sąjungos sigmoje (σ) ir dviejose pi (π). Jis vaizduojamas trimis juostelėmis ir gali būti pastebimas tokiose molekulėse kaip acetilenas (C2H2):

H-C≡C-H

Galiausiai buvo pastebėtos keturvartinės jungtys, tačiau jos yra retos ir daugiausia apsiriboja metaliniais junginiais, pvz., Chromo (II) acetatu ir kt..

Pavyzdžiai

Paprastų nuorodų atveju labiausiai paplitęs yra vandenilio atvejis, kaip matyti toliau:

Trijų obligacijų atvejis yra azoto oksido nitrogenas (N. \ T2O), kaip matyti žemiau, su matomomis sigma ir pi nuorodomis:

Nuorodos

  1. Chang, R. (2007). Chemija (9-asis red.). McGraw-Hill.
  2. Chem Libretexts. (s.f.). Gauta iš chem.libretexts.org
  3. Anne Marie Helmenstine, P. (s.f.). Gauta iš thinkco.com
  4. Lodish, H., Berk, A., Zipursky, S.L., Matsudaira, P., Baltimore, D., & Darnell, J. (2000). Molekulinės ląstelės biologija. Niujorkas: W. H. Freeman.
  5. Vikipedija (s.f.). Gauta iš en.wikiversity.org