Vlastnosti kovalentního propojení, vlastnosti, typy a příklady



kovalentní vazby jedná se o typ spojení mezi atomy, které tvoří molekuly prostřednictvím sdílení elektronových párů. Tyto vazby, které představují poměrně stabilní rovnováhu mezi jednotlivými druhy, umožňují každému atomu dosáhnout stability jeho elektronické konfigurace.

Tyto odkazy jsou tvořeny v jednoduchých, dvojitých nebo trojitých verzích a mají polární a nepolární znaky. Atomy mohou přilákat další druhy, což umožňuje tvorbu chemických sloučenin. Toto spojení může nastat různými silami, vytvářejícími slabou nebo silnou přitažlivost, nebo iontovými znaky nebo výměnou elektronů.

Kovalentní vazby jsou považovány za "silné" svazky. Na rozdíl od jiných silných vazeb (iontových vazeb), kovalentní vazby se obvykle vyskytují v nekovových atomech a v těch, které mají podobné afinity pro elektrony (podobné elektronegativnosti), což činí kovalentní vazby slabé a vyžaduje méně energie k přerušení..

V tomto typu spojení se obvykle používá takzvané pravidlo Octetu, aby se odhadlo množství atomů, které mají být sdíleny: toto pravidlo uvádí, že každý atom v molekule vyžaduje, aby 8 valenčních elektronů zůstalo stabilních. Díky sdílení musí tyto dosáhnout ztráty nebo zisku elektronů mezi druhy.

Index

  • 1 Charakteristika
    • 1.1 Nepolární kovalentní vazba
    • 1.2 Polární kovalentní vazba
  • 2 Vlastnosti
    • 2.1 Byte pravidlo
    • 2.2 Rezonance
    • 2.3 Aromatičnost
  • 3 Typy kovalentních vazeb
    • 3.1 Jednoduchý odkaz
    • 3.2 Dvojitý odkaz
    • 3.3 Trojitý odkaz
  • 4 Příklady
  • 5 Odkazy

Vlastnosti

Kovalentní vazby jsou ovlivněny elektronegativní vlastností každého z atomů zapojených do interakce elektronových párů; když máte atom s elektronegativitou podstatně větší než atom jiného atomu v unii, vytvoří se polární kovalentní vazba.

Nicméně, když oba atomy mají podobnou elektronegativní vlastnost, vytvoří se nepolární kovalentní vazba. Děje se to proto, že elektrony nejvíce elektronegativních druhů budou více vázány k tomuto atomu než v případě nejméně elektronegativních.

Stojí za zmínku, že žádná kovalentní vazba není naprosto stejná, pokud nejsou oba zúčastněné atomy identické (a tedy mají stejnou elektronegativitu).

Typ kovalentní vazby závisí na rozdílu v elektronegativitě mezi druhy, kde hodnota mezi 0 a 0,4 vede k nepolární vazbě a rozdíl 0,4 až 1,7 vede k polární vazbě ( iontové vazby se objevují od 1.7).

Nepolární kovalentní vazba

Nepolární kovalentní vazba je generována, když jsou elektrony rovnoměrně sdíleny mezi atomy. Toto obvykle nastane, když dva atomy mají podobnou nebo stejnou elektronickou afinitu (stejný druh). Čím více se podobají hodnoty elektronické afinity mezi zúčastněnými atomy, tím silnější bude výsledná přitažlivost.

K tomu obvykle dochází v molekulách plynu, známých také jako diatomické prvky. Nepolární kovalentní vazby pracují se stejnou povahou jako polární (atom vyšší elektronegativity přitáhne elektron nebo elektrony druhého atomu silněji).

Nicméně v diatomických molekulách jsou elektronegativity zrušeny, protože jsou stejné a mají za následek nulové zatížení..

Nepolární vazby jsou v biologii klíčové: pomáhají vytvářet vazby kyslíku a peptidů, které jsou pozorovány v řetězcích aminokyselin. Molekuly s vysokým množstvím nepolárních vazeb jsou obvykle hydrofobní.

Polární kovalentní vazba

Polární kovalentní vazba nastane, když tam je nerovnoměrné sdílení elektronů mezi dvěma druhy zapojenými do odboru. V tomto případě má jeden z těchto dvou atomů podstatně větší elektronegativitu než druhý, a proto přitáhne více elektronů ze svazku..

Výsledná molekula bude mít mírně pozitivní stranu (která má nejnižší elektronegativitu) a mírně negativní stranu (s tímto atomem s nejvyšší elektronegativitou). Také bude mít elektrostatický potenciál, což poskytne sloučenině schopnost vázat se slabě na jiné polární sloučeniny.

Nejběžnější polární vazby jsou ty vodíku s více elektronegativních atomů tvořit sloučeniny takový jako voda (H2O).

Vlastnosti

Ve strukturách kovalentních vazeb se bere v úvahu řada vlastností, které se podílejí na studiu těchto svazků, a pomáhá pochopit tento jev sdílení elektronů:

Oktetové pravidlo

Oktetové pravidlo bylo formulováno americkým fyzikem a chemikem Gilbertem Newtonem Lewisem..

To je pravidlo palce, které odráží pozorování že atomy reprezentativních elementů obvykle se spojí tak že každý atom dosáhne osmi elektronů v jeho valence shell, vést to mít elektronickou konfiguraci podobnou ušlechtilým plynům. Pro znázornění těchto svazků se používají Lewisovy diagramy nebo struktury.

Tam jsou výjimky z tohoto pravidla, takový jak pro druhy s neúplným valence shellem (molekuly se sedmi elektrony jako CH3, a reaktivní šest-elektronové druhy jako BH3); to také se stane v atomech s velmi nemnoho elektronů, takový jako hélium, vodík a lithium, mezi ostatními.

Rezonance

Rezonance je nástroj používaný k reprezentaci molekulárních struktur a představuje delokalizované elektrony, kde vazby nemohou být vyjádřeny pomocí jediné Lewisovy struktury..

V těchto případech musí být elektrony reprezentovány několika "příspěvkovými" strukturami, nazývanými rezonanční struktury. Jinými slovy, rezonance je ten termín, který navrhuje použití dvou nebo více Lewisových struktur reprezentujících určitou molekulu.

Tento koncept je zcela lidský a v daném čase neexistuje žádná struktura molekuly, ale může existovat ve všech verzích tohoto (nebo ve všech) současně..

Kromě toho, přispívající (nebo rezonující) struktury nejsou izomery: pouze poloha elektronů se může lišit, ale ne jádra atomu.

Aromatičnost

Tento koncept se používá k popisu cyklické a ploché molekuly s kruhem rezonančních vazeb, které vykazují větší stabilitu než jiné geometrické uspořádání se stejnou atomovou konfigurací.

Aromatické molekuly jsou velmi stabilní, protože se nerozkládají snadno nebo obvykle reagují s jinými látkami. V benzenu jsou tvořeny prototypy aromatických sloučenin konjugovaných s pi (π) ve dvou odlišných rezonančních strukturách, které tvoří šestiúhelník s vysokou stabilitou..

Sigma odkaz (σ)

Je to nejjednodušší odkaz, ve kterém se setkávají dva "s" orbitály. Sigma vazby jsou prezentovány ve všech jednoduchých kovalentních vazbách a mohou se také vyskytovat v orbitálech p, zatímco ty se na sebe dívají.

Link pi (π)

Toto spojení je mezi dvěma "p" orbitály, které jsou paralelní. Jsou spojeny bok po boku (na rozdíl od sigma, která se připojuje tváří v tvář) a tvoří oblasti elektronické hustoty nad a pod molekulou.

Dvojité a trojité kovalentní vazby zahrnují jednu nebo dvě pi vazby, které dávají molekule tuhou formu. Pi spojení jsou slabší než sigma, protože tam je méně překrytí.

Typy kovalentních vazeb

Kovalentní vazby mezi dvěma atomy mohou být tvořeny dvojicí elektronů, ale mohou být také tvořeny dvěma nebo dokonce třemi páry elektronů, takže budou vyjádřeny jako jednoduché, dvojné a trojné vazby, které jsou reprezentovány různými typy vazeb. křižovatky (sigma a pi odkazy) pro každého.

Jednoduchá spojení jsou nejslabší a trojnásobná nejsilnější; to se děje proto, že trojice jsou ty, které mají nejkratší délku spoje (největší přitažlivost) a nejvyšší spojovací energii (vyžadují více energie k přerušení).

Jednoduchý odkaz

Je to sdílení jednoho páru elektronů; to znamená, že každý zúčastněný atom sdílí jeden elektron. Toto spojení je nejslabší a zahrnuje jednu sigma vazbu (σ). Je reprezentován čarou mezi atomy; například v případě molekuly vodíku (H2):

H-H

Dvojitý odkaz

V tomto typu vazby, dva sdílené páry elektronů tvoří vazby; tj. čtyři elektrony jsou sdíleny. Tento odkaz zahrnuje sigma (σ) a pi (π) spojení, a je reprezentován dvěma pomlčkami; například v případě oxidu uhličitého (CO2):

O = C = O

Trojitý odkaz

Tato vazba, nejsilnější, která existuje mezi kovalentními vazbami, nastává, když atomy sdílejí šest elektronů nebo tři páry, v jednotném sigma (σ) a dvou pi (π). Je reprezentován třemi pruhy a může být pozorován v molekulách, jako je acetylen (C2H2):

H-C = C-H

Nakonec byly pozorovány čtyřnásobné vazby, ale jsou vzácné a jsou omezeny hlavně na kovové sloučeniny, jako je octan chromitý a další..

Příklady

Pro jednoduché odkazy je nejběžnějším případem vodík, jak je vidět níže:

V případě trojné vazby se jedná o dusík v oxidu dusném (N2O), jak je vidět níže, s viditelnými sigma a pi linkami:

Odkazy

  1. Chang, R. (2007). Chemie (9. vydání). McGraw-Hill.
  2. Chem Libretexts. (s.f.). Zdroj: chem.libretexts.org
  3. Anne Marie Helmenstine, P. (s.f.). Zdroj: thinkco.com
  4. Lodish, H., Berk, A., Zipursky, S.L., Matsudaira, P., Baltimore, D., & Darnell, J. (2000). Molekulární buněčná biologie. New York: W. H. Freeman.
  5. Wikiverzita (s.f.). Zdroj: en.wikiversity.org