Карактеристике ковалентних веза, својства, типови и примери

Тхе ковалентне везе они су тип везе између атома који формирају молекуле кроз дељење електронских парова. Ове везе, које представљају прилично стабилну равнотежу између сваке врсте, дозвољавају сваком атому да постигне стабилност своје електронске конфигурације.

Ови линкови се формирају у једноструким, двоструким или троструким верзијама и имају поларне и неполарне карактеристике. Атоми могу да привуку и друге врсте, што омогућава формирање хемијских једињења. Ово јединство може се десити различитим силама, стварајући слабу или јаку привлачност, или јонске карактеристике или размену електрона.

Ковалентне везе се сматрају "јаким" синдикатима. За разлику од других јаких веза (јонских веза), ковалентне везе се обично јављају у неметалним атомима иу онима са сличним афинитетима за електроне (сличне електронегативности), чинећи ковалентне везе слабима и захтевају мање енергије за ломљење..

У овој врсти везе обично се примјењује такозвано правило октета да би се процијенила количина атома који се дијеле: ово правило каже да сваки атом у молекулу захтијева 8 валентних електрона да остану стабилни. Кроз дијељење, они морају постићи губитак или добит електрона између врста.

Индек

• 1 Карактеристике
  • 1.1 Неполарна ковалентна веза
  • 1.2 Поларна ковалентна веза
• 2 Својства
  • 2.1 Правило бајта
  • 2.2 Ресонанце
  • 2.3 Ароматицност
• 3 Врсте ковалентних веза
  • 3.1 Једноставна веза
  • 3.2 Дупли линк
  • 3.3 Трострука веза
• 4 Примери
• 5 Референце

Феатурес

На ковалентне везе утичу електронегативна својства сваког од атома укључених у интеракцију електронских парова; када имате атом са електронегативношћу знатно већим од оног другог атома у заједници, формираће се поларна ковалентна веза..

Међутим, када оба атома имају слично електронегативно својство, формираће се неполарна ковалентна веза. То се дешава зато што ће електрони најнепроблематичнијих врста бити више везани за овај атом него у случају најмање електронегативног.

Вреди напоменути да ниједна ковалентна веза није потпуно једнака, осим ако су два атома која су укључена идентична (и према томе, имају исту електронегативност).

Тип ковалентне везе зависи од разлике у електронегативности између врста, где вредност између 0 и 0.4 резултира неполарном везом, а разлика од 0.4 до 1.7 резултира поларном везом ( јонске везе се појављују од 1.7).

Неполарна ковалентна веза

Неполарна ковалентна веза настаје када се електрони подједнако деле између атома. То се обично дешава када два атома имају сличан или једнак електронски афинитет (иста врста). Што су вриједности електронског афинитета између укључених атома сличније, то ће јача привлачност бити већа.

То се обично дешава у молекулама гаса, познатим и као дијатомејски елементи. Неполарне ковалентне везе функционишу са истом природом као и оне поларне (атом више електронегативности снажније ће привући електрон или електроне другог атома).

Међутим, у двоатомским молекулима електронегативности се поништавају јер су једнаке и доводе до нултог оптерећења.

Неполарне везе су кључне у биологији: оне помажу да се формирају кисеоничне и пептидне везе које се посматрају у ланцима аминокиселина. Молекули са великом количином неполарних веза су обично хидрофобни.

Поларна ковалентна веза

Поларна ковалентна веза настаје када постоји неједнака расподела електрона између две врсте укључене у унију. У овом случају, један од два атома има електронегативност знатно већу од друге, и због тога ће привући више електрона из уније..

Настали молекул ће имати благо позитивну страну (ону која има најнижу електронегативност) и благо негативну страну (са тим атомом са највишом електронегативношћу). Такође ће имати електростатски потенцијал, дајући једињењу способност да се слабо веже за друга поларна једињења.

Најчешће поларне везе су оне водоника са више електронегативних атома у којима се формирају једињења као што је вода (Х₂О).

Пропертиес

У структурама ковалентних веза, узимају се у обзир серије својстава која су укључена у проучавање ових синдиката и помажу у разумевању овог феномена дељења електрона:

Правило октета

Правило октета формулисао је амерички физичар и хемичар Гилберт Њутн Левис, иако је било научника који су ово проучавали пре њега.

То је правило које одражава запажање да се атоми репрезентативних елемената обично комбинују тако да сваки атом достиже осам електрона у својој валентној љусци, доводећи до тога да има електронску конфигурацију сличну племенитим гасовима. Левисови дијаграми или структуре се користе за представљање ових синдиката.

Постоје изузеци од овог правила, као код врста са непотпуном валентном љуском (молекули са седам електрона као што је ЦХ)₃, и реактивне врсте шест електрона као што је БХ₃); то се такође дешава у атомима са врло мало електрона, као што су хелиј, водоник и литијум, између осталих.

Ресонанце

Резонанца је алат који се користи за представљање молекуларних структура и представља делокализоване електроне, при чему се везе не могу изразити с једном Левисовом структуром.

У овим случајевима електрони морају бити представљени са неколико "доприносних" структура, које се називају резонантне структуре. Другим речима, резонанца је тај термин који сугерише употребу две или више Левисових структура за представљање одређеног молекула.

Овај концепт је потпуно људски, и не постоји ниједна или друга структура молекуле у било ком тренутку, али она може постојати у било којој верзији овог (или уопште) у исто време..

Поред тога, доприносеће (или резонирајуће) структуре нису изомери: само положај електрона може да се разликује, али не и језгра атома..

Ароматицити

Овај концепт се користи за описивање цикличног и равног молекула са прстеном резонантних веза које показују већу стабилност од других геометријских аранжмана са истом атомском конфигурацијом..

Ароматски молекули су веома стабилни, јер се не ломе лако или обично реагују са другим супстанцама. У бензену, прототип ароматичног једињења, пи (π) коњуговане везе формирају се у две различите резонантне структуре, које формирају хексагон са високом стабилношћу..

Сигма линк (σ)

То је најједноставнија карика у којој се спајају две "орбитале". Сигма везе су представљене у свим једноставним ковалентним везама, а могу се појавити иу "п" орбиталима, док се оне међусобно гледају.

Веза пи (π)

Ова веза је између две "п" орбитале које су паралелне. Они се спајају раме уз раме (за разлику од сигме, која се спаја лицем у лице) и формирају области електронске густине изнад и испод молекула.

Двоструке и троструке ковалентне везе обухватају једну или две пи везе, и оне дају молекулу крутом облику. Пи везе су слабије од сигме, јер је мање преклапања.

Врсте ковалентних веза

Ковалентне везе између два атома могу се формирати путем пара електрона, али могу се формирати и са два или чак три пара електрона, тако да ће бити изражени као једноструке, двоструке и троструке везе, које су представљене различитим типовима веза. везе (сигма и пи везе) за сваку.

Једноставни линкови су најслабији, а троструки најјачи; то се дешава зато што су тројке оне са најкраћом дужином везе (највећа привлачност) и енергијом највише везе (оне захтевају више енергије за лом).

Једноставна веза

То је дељење једног пара електрона; то јест, сваки укључени атом дели један електрон. Ова унија је најслабија и укључује једну сигма везу (σ). Она је представљена линијом између атома; на пример, у случају молекула водоника (Х₂):

Х-Х

Доубле линк

У овој врсти везе, два заједничка пара електрона формирају везе; то јест, четири електрона се деле. Ова веза укључује сигма (σ) и пи (π) везу, и представљена је са две цртице; на пример, у случају угљен диоксида (ЦО₂):

О = Ц = О

Трипле линк

Ова веза, најјача која постоји између ковалентних веза, настаје када атоми деле шест електрона или три пара, у синдикалној сигми (σ) и две пи (π). Представљена је са три траке и може се посматрати у молекулима као што је ацетилен (Ц₂Х₂):

Х-Ц = Ц-Х

Коначно, примећене су четвороструке везе, али оне су ретке и ограничене су углавном на метална једињења, као што је хром (ИИ) ацетат и други..

Примери

За једноставне везе, најчешћи случај је водоник, као што се може видјети испод:

Случај троструке везе је онај душика у азотном оксиду (Н₂О), као што се види у наставку, са видљивим сигма и пи везама:

Референце

1. Цханг, Р. (2007). Цхемистри (9. издање). МцГрав-Хилл.
2. Цхем Либретектс. (с.ф.). Преузето са цхем.либретектс.орг
3. Анне Марие Хелменстине, П. (с.ф.). Преузето са тхоугхтцо.цом
4. Лодисх, Х., Берк, А., Зипурски, С.Л., Матсудаира, П., Балтиморе, Д., & Дарнелл, Ј. (2000). Молецулар Целл Биологи. Нев Иорк: В. Х. Фрееман.
5. Викиверсити (с.ф.). Преузето са ен.викиверсити.орг