Kovalenta länkegenskaper, egenskaper, typer och exempel



den kovalenta bindningar de är en typ av förening mellan atomer som bildar molekyler genom delning av elektronpar. Dessa länkar, som representerar en relativt stabil balans mellan varje art, tillåter varje atom att uppnå stabiliteten i sin elektroniska konfiguration.

Dessa länkar är utformade i en-, dubbel- eller trippelversioner, och har polära och icke-polära tecken. Atomer kan locka till sig andra arter, vilket möjliggör bildandet av kemiska föreningar. Denna union kan uppstå genom olika krafter, generera en svag eller stark attraktion, eller av joniska tecken eller genom elektronutbyte.

Kovalenta bindningar betraktas som "starka" fackföreningar. Till skillnad från andra starka bindningar (jonbindningar) förekommer vanligtvis kovalenta bindningar i icke-metalliska atomer och hos dem med liknande affiniteter för elektroner (liknande elektronegativiteter), vilket gör kovalenta bindningar svaga och kräver mindre energi att bryta..

I denna typ av länk används den så kallade regeln för okteten för att beräkna mängden atomer som ska delas: den här regeln säger att varje atom i en molekyl kräver att 8 valenselektroner förblir stabila. Genom delning måste dessa uppnå förlust eller förstärkning av elektroner mellan arter.

index

  • 1 Egenskaper
    • 1.1 Icke-polär kovalent bindning
    • 1,2 polär kovalent bindning
  • 2 egenskaper
    • 2.1 Byte regel
    • 2.2 Resonans
    • 2.3 Aromaticitet
  • 3 Typer av kovalenta bindningar
    • 3.1 Enkel länk
    • 3.2 dubbel länk
    • 3.3 Trippel länk
  • 4 exempel
  • 5 referenser

särdrag

Kovalenta bindningar påverkas av den elektronegativa egenskapen hos var och en av de atomer som är involverade i interaktionen mellan elektronpar; när man har en atom med en elektronegativitet som är betydligt större än den hos den andra atomen i facket, bildas en polär kovalent bindning.

När båda atomerna har en likartad elektronegativ egenskap kommer emellertid en icke-polär kovalent bindning att bildas. Detta händer eftersom elektronerna av de mest elektronegativa arterna kommer att vara mer fästa vid denna atom än i det minst elektroniska.

Det är värt att notera att ingen kovalent bindning är helt lika, såvida inte de två involverade atomen är identiska (och således har samma elektronegativitet).

Typen av kovalent bindning beror på skillnaden i elektronegativitet mellan arter, där ett värde mellan 0 och 0,4 resulterar i en icke-polär bindning och en skillnad på 0,4 till 1,7 resulterar i en polärbindning ( jonbindningar förekommer från 1,7).

Icke-polär kovalent bindning

Den icke-polära kovalenta bindningen alstras när elektroner delas lika mellan atomer. Detta sker vanligtvis när de två atomen har en likartad eller lika elektronisk affinitet (samma art). Ju mer likartade värdena för elektronisk affinitet mellan de involverade atomen är desto starkare blir den resulterande attraktionen.

Detta sker vanligtvis i gasmolekyler, även kända som diatomiska element. De icke-polära kovalenta bindningarna arbetar med samma natur som de polära (atomen med högre elektronegativitet kommer att locka elektronen eller elektronerna på den andra atomen starkare).

I de diatomiska molekylerna avbryts emellertid elektronegativiteterna eftersom de är lika och resulterar i en nollbelastning.

Icke-polära bindningar är avgörande i biologi: de hjälper till att bilda syre- och peptidbindningarna som observeras i aminosyrans kedjor. Molekyler med en hög mängd icke-polära bindningar är vanligtvis hydrofoba.

Polär kovalent bindning

Den polära kovalenta bindningen uppstår när det finns en ojämn delning av elektroner mellan de två arter som är inblandade i facket. I det här fallet har en av de två atomerna en elektronegativitet betydligt större än den andra, och av detta skäl kommer det att locka fler elektroner från facket.

Den resulterande molekylen kommer att ha en något positiv sida (den som har den lägsta elektronegegativiteten) och en något negativ sida (med den atomen med högsta elektronegativitet). Det kommer också att ha en elektrostatisk potential, vilket ger föreningen förmågan att binda svagt till andra polära föreningar.

De vanligaste polära bindningarna är de för väte med fler elektronegativa atomer för att bilda föreningar såsom vatten (H2O).

egenskaper

I de kovalenta bindarnas strukturer beaktas en rad egenskaper som är involverade i studien av dessa fackföreningar och hjälper till att förstå detta fenomen av elektrondelning:

Octet regel

Oketregeln formulerades av den amerikanska fysikern och kemisten Gilbert Newton Lewis, även om det fanns vetenskapsmän som studerade detta före honom.

Det är en tumregel som återspeglar observationen att atomer av representativa element vanligtvis kombinerar så att varje atom når de åtta elektronerna i sitt valensskal, vilket leder till att den har en elektronisk konfiguration som liknar ädelgaser. Lewis-diagram eller strukturer används för att representera dessa fackföreningar.

Det finns undantag från denna regel, till exempel för arter med ett ofullständigt valensskal (molekyler med sju elektroner som CH3, och reaktiva sex-elektronarter som BH3); det händer också i atomer med mycket få elektroner, bland annat helium, väte och litium.

resonans

Resonans är ett verktyg som används för att representera molekylära strukturer och representerar delokaliserade elektroner där bindningarna inte kan uttryckas med en enda Lewis-struktur.

I dessa fall måste elektronerna representeras med flera "bidragande" strukturer, som kallas resonansstrukturer. Med andra ord är resonans den termen som föreslår användningen av två eller flera Lewis-strukturer för att representera en viss molekyl.

Detta begrepp är helt mänskligt, och det finns ingen eller annan struktur av molekylen vid vilken tidpunkt som helst, men den kan existera i någon version av detta (eller i alla) samtidigt.

Dessutom är de bidragande (eller resonerade) strukturerna inte isomerer: endast elektronernas position kan skilja sig, men inte atomens kärnor.

aromaticitet

Detta koncept används för att beskriva en cyklisk och platt molekyl med en ring av resonansbindningar som uppvisar större stabilitet än andra geometriska arrangemang med samma atomkonfiguration.

De aromatiska molekylerna är mycket stabila, eftersom de inte bryts lätt eller vanligtvis reagerar med andra ämnen. I bensen bildas prototypen aromatisk förening, pi (π) konjugerade bindningar i två distinkta resonansstrukturer, vilka bildar en hexagon med hög stabilitet.

Sigma länk (Σ)

Det är den enklaste länken, i vilken två "s" orbitaler kommer ihop. Sigma-bindningar presenteras i alla enkla kovalenta bindningar, och kan också förekomma i "p" -orbitaler, medan dessa tittar på varandra.

Länk pi (π)

Denna länk är mellan två "p" orbitaler som är parallella. De förenas sida vid sida (till skillnad från sigma, som sammanfogar ansikte mot ansikte) och bildar områden med elektronisk densitet över och under molekylen.

Dubbel- och trippelkovalenta bindningar involverar en eller två pi-bindningar, och dessa ger molekylen en styv form. Pi-länkar är svagare än sigma, eftersom det finns mindre överlappning.

Typer av kovalenta bindningar

De kovalenta bindningarna mellan två atomer kan bildas av ett par elektroner, men de kan också bildas av två eller till och med tre par elektroner, så de kommer att uttryckas som en-, dubbel- och trippelbindningar, vilka representeras av olika typer av bindningar. korsningar (sigma och pi länkar) för varje.

De enkla länkarna är de svagaste och den tredubbla den starkaste; detta händer eftersom triplarna är de med kortast längd (största attraktion) och högsta länk energi (de behöver mer energi att bryta).

Enkel länk

Det är delningen av ett enda par elektroner; det vill säga, varje atom involverar aktier en enda elektron. Denna union är den svagaste och involverar en enda sigma-bindning (σ). Den representeras med en linje mellan atomerna; till exempel i fallet med vätemolekylen (H2):

H-H

Dubbel länk

I denna typ av bindning bildar två delade elektronpar bindningar; det vill säga fyra elektroner delas. Denna länk innefattar en sigma (σ) och en pi (π) länk, och representeras av två streck till exempel i fråga om koldioxid (CO2):

O = C = O

Triple länk

Denna bindning, den starkaste som finns mellan de kovalenta bindningarna, inträffar när atomerna delar sex elektroner eller tre par, i en union sigma (σ) och två pi (π). Den representeras med tre ränder och kan observeras i molekyler som acetylen (C2H2):

H-C = C-H

Slutligen har fyrdubbla bindningar observerats, men de är sällsynta och begränsas huvudsakligen till metallföreningar, såsom krom (II) acetat och andra..

exempel

För enkla länkar är det vanligaste fallet med väte, vilket kan ses nedan:

Fallet med en trippelbindning är den för kväve i kväveoxid (N.2O), som sedd nedan, med sigma- och pi-länkarna synliga:

referenser

  1. Chang, R. (2007). Kemi. (9: e upplagan). McGraw-Hill.
  2. Chem Libretexts. (N.D.). Hämtad från chem.libretexts.org
  3. Anne Marie Helmenstine, P. (s.f.). Hämtad från thoughtco.com
  4. Lodish, H., Berk, A., Zipursky, S. L., Matsudaira, P., Baltimore, D., & Darnell, J. (2000). Molecular Cell Biology. New York: W.H. Freeman.
  5. Wikiversity. (N.D.). Hämtad från en.wikiversity.org