KOVALENT BINDING: KARAKTERISTIKA, EGENSKABER OG EKSEMPLER - KEMI - 2025

De kovalente bindinger er en type binding mellem atomer, der danner molekyler gennem deling af elektronpar. Disse bindinger, der repræsenterer en forholdsvis stabil balance mellem hver art, tillader hvert atom at opnå stabiliteten i dets elektroniske konfiguration.

Disse bindinger dannes i enkelt-, dobbelt- eller tredobbeltversioner og har polære og ikke-polære tegn. Atomer kan tiltrække andre arter, hvilket tillader dannelse af kemiske forbindelser. Denne forening kan forekomme ved forskellige kræfter, hvilket genererer en svag eller stærk tiltrækning, ioniske karakterer eller elektronudveksling.

Kovalente obligationer betragtes som "stærke" obligationer. I modsætning til andre stærke bindinger (ioniske bindinger) forekommer kovalente forbindelser normalt i ikke-metalliske atomer og i dem, der har lignende affiniteter for elektroner (lignende elektronegativiteter), hvilket gør de kovalente bindinger svage og kræver mindre energi til at bryde.

I denne type binding anvendes den såkaldte Octet-regel normalt til at estimere antallet af atomer, der skal deles: denne regel angiver, at hvert atom i et molekyle kræver 8 valenselektroner for at forblive stabile. Gennem deling skal de opnå tab eller vinding af elektroner mellem arter.

egenskaber

Kovalente bindinger påvirkes af den elektronegative egenskab hos hvert af de atomer, der er involveret i interaktionen af ​​elektronpar; Når du har et atom med betydeligt højere elektronegativitet end det andet atom i krydset, dannes en polær kovalent binding.

Når begge atomer imidlertid har en lignende elektronegativ egenskab, dannes en ikke-polær kovalent binding. Dette sker, fordi elektronerne fra de mest elektronegative arter vil være mere bundet til dette atom end i tilfældet med den, der har mindst elektronegativitet.

Det er værd at bemærke, at ingen kovalent binding er fuldstændig egalitær, medmindre de to involverede atomer er identiske (og dermed har den samme elektronegativitet).

Typen af ​​kovalent binding afhænger af forskellen i elektronegativitet mellem arter, hvor en værdi mellem 0 og 0,4 resulterer i en ikke-polær binding, og en forskel på 0,4 til 1,7 resulterer i en polær binding (Ioniske bindinger fremgår af 1.7).

Ikke-polær kovalent binding

Den ikke-polære kovalente binding genereres, når elektroner deles ligeligt mellem atomer. Dette forekommer normalt, når de to atomer har en lignende eller lige elektronisk affinitet (samme art). Jo mere lignende elektronaffinitetsværdierne er mellem de involverede atomer, jo stærkere er den resulterende tiltrækning.

Dette forekommer normalt i gasmolekyler, også kendt som diatomiske elementer. Ikke-polære kovalente bindinger fungerer med den samme karakter som polære (atomet med højere elektronegativitet vil tiltrække stærkere elektron eller elektroner fra det andet atom).

I diatomiske molekyler annulleres imidlertid elektronegativiteterne, fordi de er ens, hvilket resulterer i en ladning på nul.

Ikke-polære bindinger er afgørende i biologien: de hjælper med at danne ilt- og peptidbindingerne, der ses i aminosyrekæder. Molekyler med et stort antal ikke-polære bindinger er normalt hydrofobe.

Polær kovalent binding

Den polære kovalente binding opstår, når der er en ulig fordeling af elektroner mellem de to arter, der er involveret i foreningen. I dette tilfælde har det ene af de to atomer en betydelig højere elektronegativitet end det andet, og derfor vil det tiltrække flere elektroner fra krydset.

Det resulterende molekyle vil have en lidt positiv side (den med den laveste elektronegativitet) og en let negativ side (med atomet med den højeste elektronegativitet). Det vil også have et elektrostatisk potentiale, hvilket giver forbindelsen evnen til svagt at binde til andre polære forbindelser.

Den mest almindelige polære bindinger er dem af hydrogen med mere elektronegative atomer for at danne forbindelser såsom vand (H ₂ O).

Ejendomme

I strukturer af kovalente bindinger tages der en række egenskaber i betragtning, der er involveret i studiet af disse bindinger og hjælper med at forstå dette fænomen med elektronisk deling:

Oktetregel

Oktetreglen blev formuleret af den amerikanske fysiker og kemiker Gilbert Newton Lewis, skønt der var forskere, der studerede dette før ham.

Det er en tommelfingerregel, der afspejler den iagttagelse, at atomerne i de repræsentative elementer har en tendens til at kombinere på en sådan måde, at hvert atom når otte elektroner i sit valensskal, hvilket fører til, at det har en elektronisk konfiguration, der ligner ædelgasser. Lewis-diagrammer eller strukturer bruges til at repræsentere disse kryds.

Der er undtagelser fra denne regel, f.eks i arter med en ufuldstændig valensskal (molekyler med syv elektroner såsom CH ₃, og reaktive arter med seks elektroner såsom BH ₃); det sker også i atomer med meget få elektroner, såsom helium, brint og lithium, blandt andre.

resonans

Resonans er et værktøj, der bruges til at repræsentere molekylære strukturer og repræsentere delokaliserede elektroner, hvor bindinger ikke kan udtrykkes med en enkelt Lewis-struktur.

I disse tilfælde skal elektronerne være repræsenteret af forskellige "medvirkende" strukturer, kaldet resonansstrukturer. Med andre ord er resonans det udtryk, der antyder brugen af ​​to eller flere Lewis-strukturer til at repræsentere et bestemt molekyle.

Dette koncept er fuldstændigt menneskeligt, og der er ingen eller en anden struktur i molekylet på et givet tidspunkt, men kan eksistere i enhver version af det (eller alle) på samme tid.

Desuden er de medvirkende (eller resonante) strukturer ikke isomerer: kun elektronernes position kan variere, men ikke atomkernerne.

aromaticitet

Dette koncept bruges til at beskrive et cyklisk, plant molekyle med en ring af resonansbindinger, der udviser større stabilitet end andre geometriske arrangementer med den samme atomkonfiguration.

Aromatiske molekyler er meget stabile, da de ikke brydes let, og de normalt ikke reagerer med andre stoffer. I benzen dannes den prototype aromatiske forbindelse, konjugerede pi (π) bindinger i to forskellige resonansstrukturer, der danner en meget stabil hexagon.

Sigma-link

Det er den enkleste bånd, hvor to "s" orbitaler går sammen. Sigma-bindinger forekommer i alle enkle kovalente bindinger, og de kan også forekomme i "p" orbitaler, så længe de ser på hinanden.

Bond pi (π)

Denne binding forekommer mellem to "p" orbitaler, der er parallelle. De binder side om side (i modsætning til sigma, der binder ansigt til ansigt) og danner områder med elektrondensitet over og under molekylet.

Kovalente dobbelt- og tredobbeltbindinger involverer en eller to pi-bindinger, og disse giver molekylet en stiv form. Pi-obligationer er svagere end sigmaobligationer, da der er mindre overlapning.

Typer af kovalente bindinger

Kovalente bindinger mellem to atomer kan dannes af et par elektroner, men de kan også dannes af to eller op til tre par elektroner, så disse udtrykkes som enkelt-, dobbelt- og tredobbeltbindinger, der er repræsenteret ved forskellige typer af fagforeninger (sigma og pi-obligationer) for hver.

Enkeltobligationer er de svageste, og tredobbelte obligationer er de stærkeste; Dette sker, fordi tredobbelt har den korteste bindingslængde (større tiltrækning) og den største bindingsenergi (de kræver mere energi for at bryde).

Simpelt link

Det er delingen af ​​et enkelt par elektroner; det vil sige, at hvert involveret atom deler en enkelt elektron. Denne union er den svageste og involverer en enkelt sigma-binding (σ). Det er repræsenteret af en linje mellem atomerne; for eksempel i tilfælde af brintmolekylet (H ₂):

H H

Dobbelt link

I denne type binding danner to delte elektronpar par bindinger; det vil sige, at fire elektroner deles. Denne binding involverer en sigma (σ) og en pi (π) binding og er repræsenteret af to linjer; for eksempel i tilfælde af kuldioxid (CO ₂):

O = C = O

Triple bond

Denne binding, den stærkeste, der findes blandt kovalente bindinger, opstår, når atomerne deler seks elektroner eller tre par, i en sigma (σ) og to pi (π) -binding. Den er repræsenteret med tre linjer og kan ses i molekyler, såsom acetylen (C ₂ H ₂):

HC≡CH

Endelig er firedoblede bindinger observeret, men de er sjældne og er hovedsageligt begrænset til metalliske forbindelser, såsom chrom (II) acetat og andre.

eksempler

For enkle bindinger er det mest almindelige tilfælde brint, som det kan ses nedenfor:

Tilfælde af en tredobbelt binding er at af nitrogenatomer i lattergas (N ₂ O), som det ses nedenfor, med sigma og pi-bindinger synlige:

Referencer

1. Chang, R. (2007). Kemi. (9. udgave). McGraw-Hill.
2. Chem Libretexts. (Sf). Hentet fra chem.libretexts.org
3. Anne Marie Helmenstine, P. (nd). Hentet fra thoughtco.com
4. Lodish, H., Berk, A., Zipursky, SL, Matsudaira, P., Baltimore, D., & Darnell, J. (2000). Molekylær cellebiologi. New York: WH Freeman.
5. Wikiversity. (Sf). Hentet fra en.wikiversity.org