Kovalentās saites pazīmes, īpašības, veidi un piemēri



The kovalentās obligācijas tie ir savienības veids starp atomiem, kas veido molekulas, daloties elektronu pāros. Šīs saites, kas veido diezgan stabilu līdzsvaru starp katru sugu, ļauj katram atomam sasniegt tās elektroniskās konfigurācijas stabilitāti.

Šīs saites tiek veidotas vienā, divās vai trīskāršās versijās, un tām ir polārie un nepolārie burti. Atomi var piesaistīt citas sugas, tādējādi ļaujot veidoties ķīmiskiem savienojumiem. Šo savienību var radīt dažādi spēki, kas rada vāju vai spēcīgu piesaisti, vai jonu rakstzīmes vai elektronu apmaiņa.

Kovalentās obligācijas tiek uzskatītas par "spēcīgām" apvienībām. Atšķirībā no citām spēcīgām obligācijām (jonu saitēm), kovalentās obligācijas parasti rodas nemetāliskajos atomos un tajās, kurām ir līdzīgas afinitātes (elektronu konvertācija), padarot kovalentās saiknes vājas un pieprasot mazāk enerģijas enerģijas..

Šāda veida saiknē parasti tiek izmantots ts okteta noteikums, lai novērtētu kopīgo atomu daudzumu: šis noteikums nosaka, ka katram molekulas atomam ir nepieciešami 8 valences elektroni, kas paliek stabili. Izmantojot koplietošanu, tiem ir jāsasniedz elektronu zudums vai ieguvums starp sugām.

Indekss

  • 1 Raksturojums
    • 1.1. Nepolārā kovalentā saite
    • 1.2. Polārā kovalentā saite
  • 2 Rekvizīti
    • 2.1 Bitu noteikums
    • 2.2. Rezonanse
    • 2.3 Aromātiskums
  • 3 Kovalento obligāciju veidi
    • 3.1. Vienkārša saite
    • 3.2. Dubultā saite
    • 3.3. Trīskāršā saite
  • 4 Piemēri
  • 5 Atsauces

Funkcijas

Kovalentās saites ietekmē katras elektronu pāru mijiedarbībā iesaistīto atomu elektronegatīvā īpašība; ja jums ir atoms ar elektronegativitāti ievērojami lielāks nekā citas savienības atoms savienojumā, tiks veidota polārā kovalentā saite..

Tomēr, ja abiem atomiem piemīt līdzīga elektronegatīva īpašība, izveidosies nepolārā kovalentā saite. Tas notiek tāpēc, ka vislielākās elektronegatīvās sugas elektroni būs vairāk saistīti ar šo atomu nekā vismazāk elektronegatīvās sugas gadījumā..

Jāatzīmē, ka nekāda kovalentā saite nav pilnīgi vienāda, ja vien divi iesaistītie atomi nav identiski (un tādējādi tiem ir vienāda elektronegativitāte).

Kovalentās saiknes veids ir atkarīgs no elektronegativitātes atšķirībām starp sugām, kur vērtība starp 0 un 0,4 izraisa nepolāru saiti, un starpība no 0,4 līdz 1,7 rada polāro saiti ( jonu saites parādās no 1.7..

Ne polāra kovalentā saite

Nepolārā kovalentā saite tiek ģenerēta, kad elektroni ir vienlīdzīgi sadalīti starp atomiem. Tas parasti notiek, ja abiem atomiem ir līdzīga vai vienāda elektroniskā afinitāte (tās pašas sugas). Jo līdzīgākas ir elektroniskās afinitātes vērtības starp iesaistītajiem atomiem, jo ​​spēcīgāka būs tā piesaiste.

Tas parasti notiek gāzes molekulās, kas pazīstamas arī kā diatomiskie elementi. Nepolārie kovalentās saites darbojas ar tādu pašu raksturu kā polārie (augstāka elektronegatisma atoms piesaistīs otrā atoma elektronu vai elektronus).

Tomēr diatomiskās molekulās elektronegativitāte tiek atcelta, jo tās ir vienādas un rada nulles slodzi.

Neapolārās saites ir būtiskas bioloģijā: tās palīdz veidot skābekļa un peptīdu saites, kas novērotas aminoskābju ķēdēs. Molekulas ar augstu polāro saiti parasti ir hidrofobas.

Polārā kovalentā saite

Polārā kovalentā saite rodas tad, kad starp abām savienībā iesaistītajām sugām ir nevienlīdzīga elektronu sadale. Šajā gadījumā vienam no diviem atomiem ir ievērojami lielāka elektronegativitāte nekā citam, un tādēļ tas piesaistīs vairāk savienojumu no elektronikas.

Iegūtajai molekulai būs nedaudz pozitīva puse (tai ir viszemākā elektronegativitāte) un nedaudz negatīva puse (ar šo atomu ar visaugstāko elektronegativitāti). Tam būs arī elektrostatiskais potenciāls, kas dod savienojumam iespēju vāji saistīties ar citiem polāriem savienojumiem.

Visbiežāk polārās saites ir ūdeņraža saites ar vairāk elektronegatīviem atomiem, veidojot savienojumus, piemēram, ūdeni (H2O).

Rekvizīti

Kovalento obligāciju struktūrās tiek ņemta vērā virkne īpašību, kas ir iesaistītas šo arodbiedrību izpētē, un palīdz saprast šo elektronu apmaiņas parādību:

Okteta noteikums

Okteta likumu formulēja amerikāņu fiziķis un ķīmiķis Gilberts Ņūtons Lūiss, lai gan bija zinātnieki, kas to pētīja pirms viņa.

Tas ir noteikums par īkšķi, kas atspoguļo novērojumu, ka reprezentatīvo elementu atomi parasti apvienojas tā, ka katrs atoms sasniedz astoņus elektronus tās valences apvalkā, kā rezultātā tam ir elektroniska konfigurācija, kas ir līdzīga cēlgāzēm. Lewis diagrammas vai struktūras izmanto, lai pārstāvētu šīs arodbiedrības.

Šim noteikumam ir izņēmumi, piemēram, sugām ar nepilnīgu valences apvalku (molekulas ar septiņiem elektroniem, piemēram, CH3, un reaktīvās sešu elektronu sugas, piemēram, BH3); tas notiek arī atomos ar ļoti maziem elektroniem, piemēram, hēliju, ūdeņradi un litiju.

Rezonanse

Resonance ir rīks, ko izmanto, lai attēlotu molekulārās struktūras un pārstāvētu delokalizētus elektronus, kur obligācijas nevar izteikt ar vienu Lewis struktūru.

Šādos gadījumos elektroniem jābūt attēlotiem ar vairākām "iemaksāmām" struktūrām, ko sauc par rezonansēm. Citiem vārdiem sakot, rezonanse ir tāds termins, kas liecina par divu vai vairāku Lewis struktūru izmantošanu, lai attēlotu konkrētu molekulu.

Šī koncepcija ir pilnīgi cilvēciska, un jebkurā laikā nav nevienas molekulas struktūras vai struktūras, bet tā var pastāvēt jebkurā šīs versijas (vai visas) tajā pašā laikā..

Turklāt veicinošās (vai rezonējošās) struktūras nav izomēri: tikai elektronu stāvoklis var atšķirties, bet ne atoma kodoli..

Aromātiskums

Šo jēdzienu izmanto, lai aprakstītu ciklisku un plakanu molekulu ar rezonansējošu saišu gredzenu, kam piemīt lielāka stabilitāte nekā citiem ģeometriskiem izkārtojumiem ar tādu pašu atomu konfigurāciju..

Aromātiskās molekulas ir ļoti stabilas, jo tās nesalauž viegli vai parasti reaģē ar citām vielām. Benzolā aromātisko savienojumu prototipa pi (π) konjugētās saites veidojas divās atšķirīgās rezonansēs, kas veido sešstūri ar augstu stabilitāti..

Sigma saite (σ)

Tā ir visvienkāršākā saikne, kurā sanāk divas "s" orbītas. Sigma obligācijas tiek attēlotas visās vienkāršajās kovalentās obligācijās, un tās var rasties arī "p" orbitālēs, kamēr tās aplūko viens otru.

Saite pi (π)

Šī saikne ir starp divām "p" orbitālēm, kas ir paralēli. Tie ir savienoti blakus (atšķirībā no sigmas, kas pievienojas aci pret aci) un veido elektroniski blīvus laukumus virs un zem molekulas..

Dubultā un trīskāršā kovalentā saistība ietver vienu vai divas pi saites, un tās dod molekulai stingru formu. Pi saites ir vājākas nekā sigma, jo ir mazāk pārklāšanās.

Kovalentu obligāciju veidi

Kovalentās saiknes starp diviem atomiem var veidot elektronu pāris, bet tās var veidot arī divi vai pat trīs elektronu pāri, tāpēc tie tiks izteikti kā vienas, divkāršas un trīskāršās saites, kas ir attēlotas ar dažādiem obligāciju veidiem. krustojumi (sigma un pi saites) katram.

Vienkāršās saites ir vājākās un trīskāršākās; tas notiek tāpēc, ka trīskāršie ir tie, kuriem ir īsākais saiknes garums (lielākais piesaistes punkts) un visaugstākā saiknes enerģija (tiem nepieciešams vairāk enerģijas, lai pārtrauktu).

Vienkārša saite

Tā ir viena elektronu pāri; tas ir, katrs iesaistītais atoms dala vienu elektronu. Šī savienība ir vājākā un ietver vienu sigmas saiti (σ). Tas ir attēlots ar līniju starp atomiem; piemēram, ūdeņraža molekulas gadījumā (H2):

H-H

Dubultā saite

Šāda veida obligācijās divas kopīgas elektronu pāri veido obligācijas; tas ir, četri elektroni ir kopīgi. Šī saite ietver saikni (σ) un pi (π) saiti, un to attēlo divi domuzīmes; piemēram, oglekļa dioksīda (CO2):

O = C = O

Trīs saites

Šī saikne, kas ir spēcīgākā starp kovalentajām saitēm, notiek, kad atomiem ir seši elektroni vai trīs pāri, savienības sigmā (σ) un divos pi (π). Tas ir attēlots ar trim svītrām, un to var novērot tādās molekulās kā acetilēns (C2H2):

H-C≡C-H

Visbeidzot, ir novērotas četrkāršās saites, bet tās ir reti sastopamas un galvenokārt ierobežotas ar metālu savienojumiem, piemēram, hroma (II) acetātu un citiem..

Piemēri

Vienkāršām saitēm visbiežākais ir ūdeņraža gadījums, kā redzams zemāk:

Trīskāršās saites gadījums ir slāpekļa oksīda nitrogēns (N2O), kā redzams zemāk, ar sigmas un pi saites ir redzamas:

Atsauces

  1. Chang, R. (2007). Ķīmija (9. izdevums). McGraw-Hill.
  2. Chem Libretexts. (s.f.). Izgūti no chem.libretexts.org
  3. Anne Marie Helmenstine, P. (s.f.). Izgūti no
  4. Lodish, H., Berk, A., Zipursky, S.L., Matsudaira, P., Baltimore, D., & Darnell, J. (2000). Molekulāro šūnu bioloģija. Ņujorka: W. H. Freemans.
  5. Wikiversity (s.f.). Izgūti no en.wikiversity.org