KOVALENTNA VEZ: ZNAČILNOSTI, LASTNOSTI IN PRIMERI - KEMIJA - 2025

V kovalentne vezi so vrsta vezi med atomi tvorijo molekule z izmenjavo elektronov parov. Te vezi, ki predstavljajo dokaj stabilno ravnovesje med posameznimi vrstami, omogočajo vsakemu atomu, da doseže stabilnost svoje elektronske konfiguracije.

Te vezi so oblikovane v enojni, dvojni ali trojni različici in imajo polarne in nepolarne znake. Atomi lahko pritegnejo druge vrste in tako omogočajo nastanek kemičnih spojin. Do te zveze lahko pride z različnimi silami, kar ustvari šibko ali močno privlačnost, ionske znake ali izmenjavo elektronov.

Kovalentne obveznice veljajo za "močne" vezi. Za razliko od drugih močnih vezi (ionske vezi) se kovalentne ponavadi pojavljajo v nekovinskih atomih in v tistih, ki imajo podobne afinitete do elektronov (podobne elektronegativnosti), zaradi česar kovalentne vezi postanejo šibke in potrebujejo manj energije, da se razbijejo.

Pri tej vrsti vezi se običajno uporablja tako imenovano oktetovo pravilo, da se oceni število atomov, ki se delijo: to pravilo pravi, da vsak atom v molekuli potrebuje 8 valenčnih elektronov, da ostanejo stabilni. Z deljenjem morajo doseči izgubo ali pridobivanje elektronov med vrstami.

značilnosti

Na kovalentne vezi vpliva elektronegativna lastnost vsakega izmed atomov, ki sodelujejo pri interakciji elektronskih parov; Ko imate atom z bistveno večjo elektronegativnostjo kot drugi atom v stičišču, se bo oblikovala polarna kovalentna vez.

Če pa imata oba atoma podobno elektronegativno lastnost, bo nastala nepolarna kovalentna vez. To se zgodi, ker bodo elektroni najbolj elektronegativnih vrst bolj vezani na ta atom kot v primeru tiste z najmanj elektronegativnosti.

Omeniti velja, da nobena kovalentna vez ni povsem egalitarna, razen če sta dva vpletena atoma identična (in imata enako elektronegativnost).

Vrsta kovalentne vezi je odvisna od razlike v elektronegativnosti med vrstami, kjer vrednost med 0 in 0,4 povzroči nepolarno vez, razlika med 0,4 in 1,7 pa polarno vez ( Ionske vezi se pojavljajo od 1.7).

Nepolarna kovalentna vez

Nepolarna kovalentna vez nastane, ko so elektroni enakomerno porazdeljeni med atome. To se običajno zgodi, kadar imata oba atoma podobno ali enako elektronsko sorodnost (iste vrste). Bolj podobne so vrednosti afinitete elektronov med vpletenimi atomi, tem močnejša je privlačnost.

To se običajno zgodi v molekulah plina, znanih tudi kot diatomski elementi. Nepolarne kovalentne vezi delujejo z isto naravo kot polarne (atom z večjo elektronegativnostjo bo močneje pritegnil elektrone ali elektrone drugega atoma).

Vendar pa se pri diatomskih molekulah elektronegativnosti odpovejo, ker so enake, kar povzroči nič naboja.

Nepolarne vezi so v biologiji ključne: pomagajo oblikovati kisikove in peptidne vezi, ki jih vidimo v verigah aminokislin. Molekule z velikim številom nepolarnih vezi so ponavadi hidrofobne.

Polarna kovalentna vez

Polarna kovalentna vez nastane, kadar pride do neenakomerne delitve elektronov med obema vrstama, ki sodelujeta v združenju. V tem primeru ima eden od obeh atomov bistveno večjo elektronegativnost kot drugi, zato bo iz stičišča pritegnil več elektronov.

Nastala molekula bo imela rahlo pozitivno stran (tisto z najnižjo elektronegativnostjo) in rahlo negativno stran (z atomom z največjo elektronegativnostjo). Prav tako bo imel elektrostatični potencial, kar daje spojini sposobnost, da se slabo veže na druge polarne spojine.

Najpogostejša polarna obveznice so vodik več elektro atomi, da dobimo spojine, kot so voda (H ₂ O).

Lastnosti

V strukturi kovalentnih vezi je upoštevana vrsta lastnosti, ki so vključene v preučevanje teh vezi in pomagajo razumeti ta pojav delitve elektronov:

Pravilo okteta

Pravilo okteta je oblikoval ameriški fizik in kemik Gilbert Newton Lewis, čeprav so pred njim obstajali znanstveniki, ki so to preučevali.

To je pravilo, ki odraža opazovanje, da se atomi reprezentativnih elementov navadno združujejo tako, da vsak atom doseže osem elektronov v valenčni lupini, zaradi česar ima elektronsko konfiguracijo, podobno plemenitim plinom. Za predstavitev teh stičišč se uporabljajo Lewisovi diagrami ali strukture.

Obstajajo tudi izjeme, na primer v vrsti z nepopolno valentno lupine (molekule s sedmimi elektroni kot CH ₃ in reaktivnih s šestimi elektroni kot BH ₃ ); zgodi se tudi v atomih z zelo malo elektronov, kot so helij, vodik in litij.

Resonanca

Resonanca je orodje, ki se uporablja za predstavljanje molekulskih struktur in predstavlja delokaliziranih elektronov, kjer vezi ni mogoče izraziti z eno samo Lewisovo strukturo.

V teh primerih morajo biti elektroni predstavljeni z različnimi "prispevajočimi" strukturami, ki jih imenujemo resonančne strukture. Z drugimi besedami, resonanca je tisti izraz, ki predlaga uporabo dveh ali več Lewisovih struktur za predstavljanje določene molekule.

Ta koncept je popolnoma človeški in v določenem času ni ene ali druge strukture molekule, lahko pa obstaja v kateri koli različici (ali vseh) hkrati.

Poleg tega prispevajoče (ali resonančne) strukture niso izomeri: lahko se razlikuje le položaj elektronov, ne pa tudi atomska jedra.

Aromatičnost

Ta koncept se uporablja za opis ciklične, ravninske molekule z obročkom resonančnih vezi, ki ima večjo stabilnost kot druge geometrijske ureditve z isto atomsko konfiguracijo.

Aromatske molekule so zelo stabilne, saj se ne zlomijo zlahka in običajno ne reagirajo z drugimi snovmi. V benzenu se prototipne aromatske spojine, konjugirane pi (π) vezi tvorijo v dveh različnih resonančnih strukturah, ki tvorita zelo stabilen šesterokotnik.

Sigma povezava

Je najpreprostejša vez, v kateri se združita dve "s" orbitali. Sigma vezi se pojavljajo v vseh preprostih kovalentnih vezih, pojavljajo pa se lahko tudi v "p" orbitalah, dokler se med seboj gledajo.

Bond pi (π)

Ta vez se pojavi med dvema "p" orbitalama, ki sta vzporedni. Vežejo se drug ob drugem (za razliko od sigme, ki se veže iz oči v oči) in tvorijo območja gostote elektronov nad in pod molekulo.

Kovalentne dvojne in trojne vezi vključujejo eno ali dve pi vezi, ki dajejo molekuli togo obliko. Pi vezi so šibkejše od sigma vezi, saj je manj prekrivanja.

Vrste kovalentnih vezi

Kovalentne vezi med dvema atomoma lahko tvorita par elektronov, lahko pa jih tvorita tudi dva ali celo trije pari elektronov, tako da bodo izraženi kot enojne, dvojne in trojne vezi, ki jih predstavljajo različne vrste zveze (sigma in pi vezi) za vsakega.

Enotne vezi so najšibkejše, trojne vezi pa najmočnejše; Do tega pride, ker imajo trojice najkrajšo dolžino vezi (večja privlačnost) in največjo energijo vezi (za prekinitev potrebujejo več energije).

Preprosta povezava

Gre za delitev enega samega para elektronov; to pomeni, da vsak vpleteni atom deli en sam elektron. Ta zveza je najšibkejša in vključuje eno samo sigma (σ) vez. Predstavljen je s črto med atomi; na primer v primeru molekule vodika (H ₂ ):

H H

Dvojna povezava

V tej vrsti vezi dva deljena para elektronov tvorita vezi; to pomeni, da se delijo štirje elektroni. Ta vez vključuje eno sigmo (σ) in eno pi (π) vez in je predstavljena z dvema vrsticama; na primer v primeru ogljikovega dioksida (CO ₂ ):

O = C = O

Trojna vez

Ta vez, najmočnejša med kovalentnimi vezmi, nastane, kadar atomi delijo šest elektronov ali tri pare, v sigmi (σ) in dveh pi (π) vezi. Predstavljen je s tremi črtami in ga lahko vidimo v molekulah, kot je acetilen (C ₂ H ₂ ):

HC≡CH

Nazadnje so opazili štirikotne vezi, vendar so redke in so omejene predvsem na kovinske spojine, kot so krom (II) acetat in druge.

Primeri

Za preproste vezi je najpogostejši primer vodika, kot je razvidno spodaj:

Primer trojne vezi je dušik v dušikovem oksidu (N ₂ O), kot je razvidno spodaj, pri čemer sta vidni vezi sigma in pi:

Reference

1. Chang, R. (2007). Kemija. (9. izd.). McGraw-Hill.
2. Chem Libretexts. (sf). Pridobljeno s chem.libretexts.org
3. Anne Marie Helmenstine, P. (drugo). Pridobljeno s spletnega mesta thinkco.com
4. Lodish, H., Berk, A., Zipursky, SL, Matsudaira, P., Baltimore, D., & Darnell, J. (2000). Molekularna celična biologija. New York: WH Freeman.
5. Širokost. (sf). Pridobljeno z en.wikiversity.org