EGENSKABER VED KOVALENTE FORBINDELSER (MED EKSEMPLER) - KEMI - 2025

De egenskaber kovalente forbindelser er baseret på mange faktorer, der afhænger hovedsagelig på molekylære strukturer. Til at begynde med skal den kovalente binding slutte sig til dine atomer, og der kan ikke være elektriske ladninger; ellers ville man tale om ioniske forbindelser eller koordinationsforbindelser.

I naturen er der for mange undtagelser, hvor skillelinjen mellem de tre typer af forbindelser bliver sløret; især når man overvejer makromolekyler, der er i stand til at huse både kovalente og ioniske regioner. Men generelt skaber kovalente forbindelser enkle, individuelle enheder eller molekyler.

Kyst ved en strand, et af de uendelige eksempler på kilder til kovalente og ioniske forbindelser. Kilde: Pexels.

De gasser, der udgør atmosfæren og brisen, der rammer strandkystene, er ikke andet end flere molekyler, der respekterer en konstant sammensætning. Oxygen, nitrogen, carbondioxid er diskrete molekyler med kovalente bindinger og er tæt involveret i planetens liv.

Og på den marine side er vandmolekylet, OHO, det vigtigste eksempel på en kovalent forbindelse. Ved kysten kan det ses over sandene, som er en kompleks blanding af eroderede siliciumoxider. Vand er flydende ved stuetemperatur, og denne egenskab vil være vigtig at huske på for andre forbindelser.

Kovalent binding

Det blev nævnt i indledningen, at de nævnte gasser har kovalente bindinger. Hvis du ser på deres molekylære strukturer, vil du se, at deres bindinger er dobbelt og tredobbelt: O = O, N≡N og O = C = O. I modsætning hertil er andre gasser har enkeltbindinger: HH, Cl-CI, FF og CH ₄ (fire CH bindinger med tetraedrisk geometri).

Et kendetegn ved disse bindinger, og følgelig af kovalente forbindelser, er, at de er retningskræfter; det går fra et atom til et andet, og dets elektroner, medmindre der er resonans, er lokaliserede. Mens ioniske forbindelser er interaktioner mellem to ioner ikke-retningsbestemte: De tiltrækker og frastøder andre nabostede ioner.

Dette indebærer øjeblikkelige konsekvenser for egenskaberne ved kovalente forbindelser. Men med hensyn til dens bindinger er det muligt, så længe der ikke er nogen ioniske ladninger, at bekræfte, at en forbindelse med enkelt-, dobbelt- eller tredobbeltbindinger er kovalent; og endnu mere, når dette er kædetypestrukturer, der findes i kulbrinter og polymerer.

Nogle kovalente forbindelser forbindes til flere bindinger, som om de var kæder. Kilde: Pexels.

Hvis der ikke er ioniske ladninger i disse kæder, som i Teflon-polymeren, siges de at være rene kovalente forbindelser (i en kemisk og ikke sammensat forstand).

Molekylær uafhængighed

Da kovalente bindinger er retningskræfter, ender de altid med at definere en diskret struktur snarere end et tredimensionelt arrangement (som tilfældet er med krystalkonstruktioner og gitter). Små, mellemstore, ringformede, kubiske molekyler eller med en hvilken som helst anden type struktur kan forventes fra kovalente forbindelser.

Blandt de små molekyler, for eksempel, er dem af gasser, vand og andre forbindelser, såsom: I ₂, Br ₂, P ₄, S ₈ (med en krone-lignende struktur), som ₂, og siliconepolymerer og kulstof.

Hver af dem har sin egen struktur, uafhængig af forbindelserne mellem sine naboer. For at understrege dette, overvej allotropen af ​​kulstof, fulleren, C ₆₀:

Fullerenes, en af ​​de mest interessante allotroper af kul. Kilde: Pixabay.

Bemærk, at den er formet som en fodbold. Selvom kuglerne kan interagere med hinanden, er det deres kovalente bindinger, der definerede denne symbolske struktur; det vil sige, der er ikke et smeltet netværk af krystallinske kugler, men adskilt (eller komprimeret).

Imidlertid er molekyler i det virkelige liv ikke alene: de interagerer med hinanden for at etablere en synlig gas, væske eller fast stof.

Intermolekylære kræfter

De intermolekylære kræfter, der holder individuelle molekyler sammen, er meget afhængige af deres struktur.

Ikke-polære kovalente forbindelser (såsom gasser) interagerer gennem visse typer kræfter (dispersion eller London), mens polære kovalente forbindelser (såsom vand) interagerer med andre typer kræfter (dipol-dipol). Alle disse interaktioner har én ting til fælles: De er retningsbestemte, ligesom kovalente bindinger.

For eksempel interagerer vandmolekyler gennem brintbindinger, en speciel type dipol-dipol-kræfter. De er placeret på en sådan måde, at hydrogenatomerne peger mod oxygenatomet i et tilstødende molekyle: H ₂ O - H ₂ O. Og derfor disse interaktioner præsentere en bestemt retning i rummet.

Da de intermolekylære kræfter af kovalente forbindelser er rent retningsbestemte, betyder det, at deres molekyler ikke kan samles sammen så effektivt som ioniske forbindelser; og resultatet, kogende og smeltepunkter, der har en tendens til at være lave (T <300 ° C).

Følgelig er de kovalente forbindelser ved stuetemperatur sædvanligvis gasformige, flydende eller bløde faste stoffer, da deres bindinger kan rotere, hvilket giver molekylerne fleksibilitet.

Opløselighed

Opløseligheden af ​​de kovalente forbindelser vil afhænge af opløsningen-opløsningsmiddelaffinitet. Hvis de er apolære, vil de være opløselige i apolære opløsningsmidler, såsom dichlormethan, chloroform, toluen og tetrahydrofuran (THF); hvis de er polære, vil de være opløselige i polære opløsningsmidler, såsom alkoholer, vand, iseddike, ammoniak osv.

Ud over sådan affinitet med opløsningsmiddel-opløsningsmiddel er der imidlertid en konstant i begge tilfælde: kovalente molekyler bryder ikke (med visse undtagelser) deres bindinger eller opløses deres atomer. Salte ødelægger for eksempel deres kemiske identitet, når de opløses, og deres ioner løses separat.

Ledningsevne

Da de er neutrale, giver de ikke et passende medium til migrering af elektroner, og derfor er de dårlige ledere af elektricitet. Nogle kovalente forbindelser, såsom hydrogenhalogenider (HF, HCI, HBr, HI), adskiller imidlertid deres binding for at give anledning til ioner (H ⁺: F ^-, Cl ^-, Br ^-…) og bliver syrer (hydracider).

De er også dårlige ledere af varme. Dette skyldes, at deres intermolekylære kræfter og vibrationer i deres bindinger absorberer noget af den tilførte varme, før deres molekyler stiger i energi.

krystaller

Kovalente forbindelser, så længe deres intermolekylære kræfter tillader det, kan arrangeres på en sådan måde, at der skabes et strukturelt mønster; og således en kovalent krystal uden ioniske ladninger. I stedet for et netværk af ioner er der således et netværk af molekyler eller atomer, der er kovalent bundet.

Eksempler på disse krystaller er: sukker generelt, jod, DNA, silicaoxider, diamanter, salicylsyre, blandt andre. Med undtagelse af diamant har disse kovalente krystaller smeltepunkter langt lavere end ioniske krystaller; det vil sige de uorganiske og organiske salte.

Disse krystaller modsiger egenskaben, at kovalente faste stoffer har tendens til at være bløde.

Referencer

1. Whitten, Davis, Peck & Stanley. (2008). Kemi. (8. udgave). CENGAGE Læring.
2. Leenhouts, Doug. (13. marts 2018). Karakteristika ved ioniske og kovalente forbindelser. Sciencing. Gendannes fra: sciencing.com
3. Toppr. (Sf). Kovalente forbindelser. Gendannes fra: toppr.com
4. Helmenstine, Anne Marie, ph.d. (05. december 2018). Kovalente eller molekylære forbindelsesegenskaber. Gendannes fra: thoughtco.com
5. Wyman Elizabeth. (2019). Kovalente forbindelser. Undersøgelse. Gendannes fra: study.com
6. Ophardt C. (2003). Kovalente forbindelser. Virtuel Chembook. Gendannes fra: chemistry.elmhurst.edu
7. Dr. Gergens. (Sf). Organisk kemi: Kemi af kulstofforbindelser.. Gendannes fra: homework.sdmesa.edu
8. Quimitube. (2012). Egenskaber ved molekylære kovalente stoffer. Gendannes fra: quimitube.com