KOVALENTNÁ VÄZBA: VLASTNOSTI, VLASTNOSTI A PRÍKLADY - CHÉMIA - 2026

Tieto kovalentné väzby sú druh väzby medzi atómami, ktoré tvoria molekuly prostredníctvom zdieľania elektrónov pary. Tieto väzby, ktoré predstavujú pomerne stabilnú rovnováhu medzi jednotlivými druhmi, umožňujú každému atómu dosiahnuť stabilitu svojej elektronickej konfigurácie.

Tieto väzby sú vytvorené v jednoduchej, dvojitej alebo trojitej verzii a majú polárne a nepolárne znaky. Atómy môžu priťahovať ďalšie druhy, čo umožňuje tvorbu chemických zlúčenín. Toto spojenie sa môže vyskytnúť rôznymi silami, ktoré spôsobujú slabú alebo silnú príťažlivosť, iónové postavy alebo výmenu elektrónov.

Kovalentné dlhopisy sa považujú za „silné“ dlhopisy. Na rozdiel od iných silných väzieb (iónové väzby) sa kovalentné zvyčajne vyskytujú v nekovových atómoch a vo väzbách, ktoré majú podobné afinity k elektrónom (podobné elektronegativity), takže kovalentné väzby sú slabé a vyžaduje si menej energie, aby sa rozbili.

Pri tomto type väzby sa na odhad počtu zdieľaných atómov zvyčajne používa tzv. Oktetové pravidlo: toto pravidlo uvádza, že každý atóm v molekule vyžaduje, aby 8 valenčných elektrónov zostalo stabilných. Zdieľaním musia dosiahnuť stratu alebo zisk elektrónov medzi druhmi.

vlastnosti

Kovalentné väzby sú ovplyvnené elektronegatívnou vlastnosťou každého z atómov zapojených do interakcie párov elektrónov; Ak máte atóm so značne vyššou elektronickou aktivitou ako druhý atóm v križovatke, vytvorí sa polárna kovalentná väzba.

Ak však majú oba atómy podobnú elektronegatívnu vlastnosť, vytvorí sa nepolárna kovalentná väzba. Deje sa tak preto, že elektróny najviac elektronegatívnych druhov budú na tento atóm viazané viac ako v prípade elektrónov s najmenšou elektronegativitou.

Je potrebné poznamenať, že žiadna kovalentná väzba nie je úplne rovnoprávna, pokiaľ dva zúčastnené atómy nie sú rovnaké (a teda nemajú rovnakú elektronegativitu).

Typ kovalentnej väzby závisí od rozdielu v elektronegativite medzi druhmi, kde hodnota medzi 0 a 0,4 vedie k nepolárnej väzbe a rozdiel od 0,4 do 1,7 vedie k polárnej väzbe ( Iónové väzby sa vyskytujú od 1,7).

Nepolárna kovalentná väzba

Nepolárna kovalentná väzba sa vytvára, keď sú elektróny zdieľané rovnomerne medzi atómami. K tomu zvyčajne dochádza, keď majú dva atómy podobnú alebo rovnakú elektronickú afinitu (rovnaké druhy). Čím viac sú hodnoty afinity elektrónov medzi zúčastnenými atómami, tým silnejšia je výsledná príťažlivosť.

Toto sa zvyčajne vyskytuje v molekulách plynu, známych tiež ako diatomické prvky. Nepolárne kovalentné väzby pracujú rovnako ako polárne väzby (atóm s vyššou elektronegativitou priťahuje silnejšie elektrón alebo elektróny druhého atómu).

Avšak v rozsievkových molekulách sa elektronegativita vyruší, pretože sú rovnaké, čo vedie k nule.

Nepolárne väzby sú v biológii rozhodujúce: pomáhajú vytvárať kyslíkové a peptidové väzby, ktoré sa vyskytujú v aminokyselinových reťazcoch. Molekuly s vysokým počtom nepolárnych väzieb sú obvykle hydrofóbne.

Polárna kovalentná väzba

K polárnej kovalentnej väzbe dochádza, keď dochádza k nerovnakému zdieľaniu elektrónov medzi dvoma druhmi zapojenými do únie. V tomto prípade má jeden z týchto dvoch atómov podstatne vyššiu elektronegativitu ako druhý, a preto pritiahne viac elektrónov z križovatky.

Výsledná molekula bude mať mierne pozitívnu stránku (strana s najnižšou elektronegativitou) a mierne negatívnu stránku (s atómom s najvyššou elektronegativitou). Bude mať tiež elektrostatický potenciál, čo dáva zlúčenine schopnosť slabo sa viazať na iné polárne zlúčeniny.

Medzi najčastejšie polárne väzby sú tie, ktoré z vodíka s viacerými elektronegatívnych atómov za vzniku zlúčenín, ako je voda (H ₂ O).

vlastnosti

V štruktúrach kovalentných väzieb sa berie do úvahy rad vlastností, ktoré sa podieľajú na štúdiu týchto väzieb a ktoré pomáhajú pochopiť tento jav zdieľania elektrónov:

Oktetové pravidlo

Oktetové pravidlo sformuloval americký fyzik a chemik Gilbert Newton Lewis, hoci pred ním študovali vedci.

To je pravidlo, ktoré odráža pozorovanie, že atómy reprezentatívnych prvkov majú tendenciu sa kombinovať takým spôsobom, že každý atóm dosiahne osem elektrónov vo svojom valenčnom plášti, čo vedie k tomu, že má elektronickú konfiguráciu podobnú vzácnym plynom. Na znázornenie týchto spojení sa používajú Lewisove diagramy alebo štruktúry.

Tam sú výnimky z tohto pravidla, napríklad v druhu s neúplným valenčné plášťa (molekuly so siedmimi elektróny, ako je CH ₃ , a reaktívnych s šiestimi elektróny, ako je BH ₃ ); vyskytuje sa tiež v atómoch s veľmi malým počtom elektrónov, ako sú napríklad hélium, vodík a lítium.

rezonancie

Rezonancia je nástroj používaný na znázornenie molekulárnych štruktúr a reprezentáciu delokalizovaných elektrónov, kde väzby nemôžu byť vyjadrené jednou Lewisovou štruktúrou.

V týchto prípadoch musia byť elektróny zastúpené rôznymi „prispievajúcimi“ štruktúrami, ktoré sa nazývajú rezonančné štruktúry. Inými slovami, rezonancia je ten výraz, ktorý naznačuje použitie dvoch alebo viacerých Lewisových štruktúr na reprezentáciu konkrétnej molekuly.

Tento koncept je úplne ľudský a neexistuje žiadna alebo iná štruktúra molekuly v akomkoľvek danom čase, ale môže existovať v ktorejkoľvek jej verzii (alebo vo všetkých) súčasne.

Okrem toho prispievajúce (alebo rezonančné) štruktúry nie sú izoméry: iba poloha elektrónov sa môže líšiť, ale nie atómové jadrá.

Aromaticity

Tento koncept sa používa na opis cyklickej rovinnej molekuly s kruhom rezonančných väzieb, ktoré vykazujú väčšiu stabilitu ako iné geometrické usporiadania s rovnakou atómovou konfiguráciou.

Aromatické molekuly sú veľmi stabilné, pretože sa ľahko nerozbijú a zvyčajne nereagujú s inými látkami. V benzéne sa vytvárajú prototypové aromatické zlúčeniny, konjugované pi (n) väzby v dvoch rôznych rezonančných štruktúrach, ktoré tvoria vysoko stabilný šesťuholník.

Sigma link

Je to najjednoduchšie puto, v ktorom sa spájajú dve obežné obežníky. Sigma väzby sa vyskytujú vo všetkých jednoduchých kovalentných väzbách a môžu sa vyskytovať aj v „p“ orbitaloch, pokiaľ sa navzájom sledujú.

Bond pi (π)

Táto väzba sa vyskytuje medzi dvoma obežnými dráhami „p“, ktoré sú paralelné. Viažu sa bok po boku (na rozdiel od sigma, ktorý sa viaže tvárou v tvár) a tvoria oblasti hustoty elektrónov nad a pod molekulou.

Kovalentné dvojité a trojné väzby zahŕňajú jednu alebo dve väzby pí, a tieto dávajú molekule pevný tvar. Pi väzby sú slabšie ako sigma väzby, pretože sa menej prekrývajú.

Druhy kovalentných väzieb

Kovalentné väzby medzi dvoma atómami môžu byť tvorené párom elektrónov, ale môžu byť tiež tvorené dvoma alebo tromi pármi elektrónov, takže tieto budú vyjadrené ako jednoduchá, dvojitá a trojitá väzba, ktoré sú zastúpené rôznymi typmi elektrónov. odbory (väzby sigma a pi) pre každý.

Jednotlivé dlhopisy sú najslabšie a trojité dlhopisy sú najsilnejšie; Deje sa tak preto, že trojice majú najkratšiu väzobnú dĺžku (väčšia príťažlivosť) a najväčšiu väzbovú energiu (na zlomenie potrebujú viac energie).

Jednoduchý odkaz

Je to zdieľanie jedného páru elektrónov; to znamená, že každý zúčastnený atóm zdieľa jeden elektrón. Tento zväzok je najslabší a zahŕňa jednoduchú sigma (σ) väzbu. Je reprezentovaná čiarou medzi atómami; napríklad v prípade, že molekuly vodíka (H ₂ ):

H H

Dvojitý odkaz

Pri tomto type väzby tvoria dva zdieľané páry elektrónov väzby; to znamená, že sú zdieľané štyri elektróny. Táto väzba zahŕňa jednu väzbu sigma (σ) a jednu väzbu pi (π) a je zastúpená dvoma čiarami; napríklad v prípade oxidu uhličitého (CO ₂ ):

O = C = O

Trojitá väzba

Táto väzba, najsilnejšia, ktorá existuje medzi kovalentnými väzbami, sa vyskytuje, keď atómy zdieľajú šesť elektrónov alebo tri páry, v sigma (σ) a dvoch pi (π) väzbách. Je reprezentovaný tromi líniami a je možné vidieť v molekulách, ako je acetylén (C ₂ H ₂ ):

HC≡CH

Nakoniec boli pozorované štvornásobné väzby, ale sú zriedkavé a hlavne obmedzené na kovové zlúčeniny, ako je octan chrómový a ďalšie.

Príklady

V prípade jednoduchých väzieb je najbežnejším prípadom vodík, ako je uvedené nižšie:

Prípad trojitej väzby je prípad nitrogénov v oxide dusnom (N ₂ O), ako je uvedené nižšie, s viditeľnými väzbami sigma a pi:

Referencie

1. Chang, R. (2007). Chémia. (9. vydanie). McGraw-Hill.
2. Chem Libretexts. (SF). Zdroj: chem.libretexts.org
3. Anne Marie Helmenstine, P. (nd). Našiel sa z thinkco.com
4. Lodish, H., Berk, A., Zipursky, SL, Matsudaira, P., Baltimore, D., & Darnell, J. (2000). Molecular Cell Biology. New York: WH Freeman.
5. Wikiversity. (SF). Zdroj: en.wikiversity.org