KOVALENTINIS RYŠYS: CHARAKTERISTIKOS, SAVYBĖS IR PAVYZDŽIAI - CHEMIJA - 2025

Kad kovalentinių jungčių yra iš jungties tarp atomų, sudarančių molekulių Dalindamasi elektronų porų tipas. Šie ryšiai, kurie atspindi gana stabilų balansą tarp kiekvienos rūšies, leidžia kiekvienam atomu pasiekti savo elektroninės konfigūracijos stabilumą.

Šios jungtys yra suformuotos į vieną, dvigubą ar trigubą variantus ir turi polinius ir nepolinius ženklus. Atomai gali pritraukti kitas rūšis, tokiu būdu sudarydami sąlygas susidaryti cheminiams junginiams. Ši sąjunga gali atsirasti dėl skirtingų jėgų, sukuriant silpną ar stiprų trauką, joninius simbolius ar elektronų mainus.

Kovalentinės obligacijos yra laikomos „stipriomis“ obligacijomis. Skirtingai nuo kitų stiprių jungčių (joninių jungčių), kovalentiniai dažniausiai atsiranda nemetalų atomuose ir tuose, kurie turi panašų afinitetą elektronams (panašūs elektronegatyvumai), todėl kovalentiniai ryšiai yra silpni ir norint suirti reikia mažiau energijos.

Tokio tipo ryšiams paprastai naudojama vadinamoji Okteto taisyklė, norint įvertinti pasidalijamų atomų skaičių: ši taisyklė teigia, kad kiekvienam molekulės atomui reikia 8 valentinių elektronų, kad išliktų stabilūs. Dalijimosi dėka jie turi pasiekti elektronų praradimą ar padidėjimą tarp rūšių.

charakteristikos

Kovalentinius ryšius veikia kiekvieno atomo, dalyvaujančio elektronų porų sąveikoje, elektroneigiamos savybės; Kai turite atomą, kurio elektronegatyvumas yra žymiai didesnis nei sankryžoje esančio kito atomo, susidarys poliarinė kovalentinė jungtis.

Tačiau kai abu atomai turi panašią elektroneigiamąją savybę, susidarys nepolinė kovalentinė jungtis. Taip atsitinka todėl, kad labiausiai elektroneigiamų rūšių elektronai bus labiau surišti su šiuo atomu nei mažiausio elektronegatyvumo atveju.

Verta paminėti, kad nė vienas kovalentinis ryšys nėra visiškai egalitarinis, nebent abu dalyvaujantys atomai yra identiški (taigi, turi tą patį elektronegatyvumą).

Kovalentinės jungties tipas priklauso nuo rūšių elektronegatyvumo skirtumo, kai vertė nuo 0 iki 0,4 sukelia nepolinį ryšį, o skirtumas nuo 0,4 iki 1,7 sukuria polinę jungtį ( Joninės jungtys atsiranda nuo 1,7).

Neapolinė kovalentinė jungtis

Neapolinė kovalentinė jungtis susidaro, kai elektronai pasiskirsto vienodai tarp atomų. Paprastai tai įvyksta, kai abu atomai turi panašų ar vienodą elektroninį afinitetą (tos pačios rūšies). Kuo panašesnės elektronų afinitetų vertės tarp atomų, tuo stipresnis yra traukos pobūdis.

Paprastai tai įvyksta dujų molekulėse, dar vadinamose diatominiais elementais. Neapolio kovalentiniai ryšiai veikia tos pačios prigimties kaip ir poliniai (atomas, turintis didesnį elektronegatyvumą, stipriau pritrauks kito atomo elektronus ar elektronus).

Tačiau diatominėse molekulėse elektronegatyvumas nutrūksta, nes yra lygus, todėl krūvis lygus nuliui.

Neapoliniai ryšiai yra nepaprastai svarbūs biologijoje: jie padeda formuoti deguonies ir peptidų ryšius, matomus aminorūgščių grandinėse. Molekulės, turinčios daug nepolinių ryšių, paprastai yra hidrofobinės.

Poliarinė kovalentinė jungtis

Poliarinis kovalentinis ryšys atsiranda, kai tarp dviejų rūšių, dalyvaujančių sąjungoje, elektronai pasiskirsto nevienodai. Tokiu atveju vieno iš dviejų atomų elektronegatyvumas yra žymiai didesnis nei kito, ir dėl šios priežasties jis iš sankryžos pritrauks daugiau elektronų.

Gauta molekulė turės šiek tiek teigiamą pusę (tą, kurios elektronegatyvumas mažiausias), ir šiek tiek neigiamą pusę (kurioje atomas turi didžiausią elektronegatyvumą). Tai taip pat turės elektrostatinį potencialą, suteikiant junginiui galimybę silpnai jungtis su kitais poliniais junginiais.

Dažniausiai pasitaikantys poliniai ryšiai yra vandenilis, turintis daugiau elektroneigiamų atomų, kad būtų sudaryti junginiai, tokie kaip vanduo (H ₂ O).

Savybės

Kovalentinių ryšių struktūrose atsižvelgiama į daugybę savybių, kurios yra susijusios su šių jungčių tyrimu ir padeda suprasti šį elektronų dalijimosi reiškinį:

Okteto taisyklė

Okteto taisyklę suformulavo amerikiečių fizikas ir chemikas Gilbertas Newtonas Lewisas, nors buvo mokslininkų, kurie tai tyrinėjo prieš jį.

Tai yra nykščio taisyklė, atspindinti pastebėjimą, kad tipinių elementų atomai linkę derėti taip, kad kiekvienas atomas savo valentiniame apvalkale pasiekia aštuonis elektronus, todėl jo elektroninė konfigūracija yra panaši į tauriųjų dujų. Šioms sankryžoms pavaizduoti naudojamos Luiso diagramos arba struktūros.

Yra šios taisyklės išimčių, pavyzdžiui, rūšims, turinčioms nepilną valentinį apvalkalą (molekulės su septyniais elektronais, tokiais kaip CH ₃ , ir reaktyviosiomis rūšimis, turinčiomis šešis elektronus, pavyzdžiui, BH ₃ ); tai taip pat vyksta atomuose, kuriuose yra labai mažai elektronų, tokių kaip helis, vandenilis ir ličio, be kita ko.

Rezonansas

Rezonansas yra įrankis, naudojamas molekulinėms struktūroms ir delokalizuotiems elektronams pavaizduoti, kai jungtys negali būti išreikštos viena Lewiso struktūra.

Tokiais atvejais elektronus turi pavaizduoti įvairios „prisidedančios“ struktūros, vadinamos rezonansinėmis struktūromis. Kitaip tariant, rezonansas yra tas terminas, kuris rodo, kad tam tikros molekulės vaizdavimui reikia naudoti dvi ar daugiau Lewis struktūrų.

Ši sąvoka yra visiškai žmogiška, ir tam tikru metu nėra jokios ar kitos molekulės struktūros, tačiau ji gali egzistuoti bet kurioje jos versijoje (ar visose) tuo pačiu metu.

Be to, indikuojančios (arba rezonansinės) struktūros nėra izomerai: gali skirtis tik elektronų padėtis, bet ne atomo branduoliai.

Aromatingumas

Ši sąvoka naudojama apibūdinti ciklinę, plokščią molekulę su rezonansinių ryšių žiedu, pasižyminčiu didesniu stabilumu nei kiti geometriniai išdėstymai, turintys tą pačią atominę konfigūraciją.

Aromatinės molekulės yra labai stabilios, nes lengvai neskyla ir paprastai nereaguoja su kitomis medžiagomis. Į benzeną, aromatinio junginio prototipą, konjuguotos pi (π) jungtys yra suformuotos dviejose skirtingose ​​rezonansinėse struktūrose, kurios sudaro labai stabilų šešiakampį.

Sigma saitas

Tai paprasčiausias ryšys, kurio metu susijungia du „s“ orbitalės. Sigmos jungtys įvyksta visose paprastose kovalentinėse jungtyse, jos taip pat gali atsirasti „p“ orbitalėse, kol jos žiūrės viena į kitą.

Obligacija pi (π)

Ši jungtis įvyksta tarp dviejų lygiagrečių „p“ orbitų. Jie jungiasi vienas šalia kito (skirtingai nei sigma, jungiantis akis į akį) ir sudaro elektronų tankio zonas virš ir po molekulės.

Kovalentiniai dvigubi ir trigubi ryšiai apima vieną arba du pi ryšius, ir šie molekulė suteikia tvirtą formą. Pi jungtys yra silpnesnės nei sigma jungtys, nes yra mažiau sutapimų.

Kovalentinių ryšių tipai

Kovalentinius ryšius tarp dviejų atomų gali sudaryti elektronų pora, tačiau juos taip pat gali sudaryti dvi ar net trys elektronų poros, taigi, jie bus išreikšti kaip viengubos, dvigubos ir trigubos jungtys, kurias reprezentuoja skirtingų tipų elektronai. sąjungos (sigma ir pi jungtys) kiekvienai.

Viengubos obligacijos yra silpniausios, o trigubosios - stipriausios; Taip atsitinka todėl, kad trigubai trumpesni jungčių ilgiai (didesnis pritraukimas) ir didžiausia jungties energija (jiems trūkti reikia daugiau energijos).

Paprasta nuoroda

Tai yra vienos elektronų poros pasidalijimas; tai yra, kiekvienas dalyvaujantis atomas turi vieną elektroną. Ši sąjunga yra silpniausia ir apima vieną sigma (σ) jungtį. Jį žymi linija tarp atomų; pavyzdžiui, vandenilio molekulės (H ₂ ) atveju:

H H

Dviguba nuoroda

Tokio tipo jungtyje dvi elektronų poros sudaro jungtis; tai yra, keturi elektronai yra pasidalijami. Ši jungtis apima vieną sigma (σ) ir vieną pi (π) jungtį ir yra pavaizduota dviem linijomis; pavyzdžiui, anglies dioksido (CO ₂ ) atveju:

O = C = O

Trigubas ryšys

Ši jungtis, tvirčiausia, egzistuojanti tarp kovalentinių ryšių, įvyksta, kai atomai dalijasi šešiais elektronais arba trimis poromis sigma (σ) ir dviem pi (π) jungtimis. Jis pavaizduotas trimis linijomis ir gali būti matomas tokiose molekulėse kaip acetilenas (C ₂ H ₂ ):

HC≡CH

Galiausiai buvo pastebėti keturgubai ryšiai, tačiau jie yra reti ir daugiausia apsiriboja metaliniais junginiais, tokiais kaip chromo (II) acetatas ir kiti.

Pavyzdžiai

Paprastų jungčių atveju dažniausiai pasitaiko vandenilio, kaip galima pamatyti toliau:

Trigubas ryšys yra azoto azoto okside (N ₂ O) esantis atvejis , kaip parodyta žemiau, matant sigma ir pi jungtis:

Nuorodos

1. Changas, R. (2007). Chemija. (9-asis leidimas). McGraw-Hill.
2. Chem Libretexts. (sf). Gauta iš chem.libretexts.org
3. Anne Marie Helmenstine, P. (antra). Gauta iš „domaco.com“
4. Lodish, H., Berk, A., Zipursky, SL, Matsudaira, P., Baltimore, D., ir Darnell, J. (2000). Molekulinių ląstelių biologija. Niujorkas: WH Freeman.
5. Vikižodynas. (sf). Gauta iš en.wikiversity.org