KOVALENTTINEN SIDOS: OMINAISUUDET, OMINAISUUDET JA ESIMERKIT - KEMIA - 2026

Kovalenttisilla sidoksilla ovat eräänlainen sidos atomien muodostavien molekyylien jakamalla elektronipareja. Nämä sidokset, jotka edustavat melko vakaata tasapainoa kunkin lajin välillä, antavat jokaiselle atomille mahdollisuuden saavuttaa elektronisen konfiguraationsa vakaus.

Nämä sidokset muodostetaan yksin-, kaksois- tai kolmoisversioina, ja niissä on polaarisia ja ei-polaarisia merkkejä. Atomit voivat houkutella muita lajeja, mikä sallii kemiallisten yhdisteiden muodostumisen. Tämä liitos voi tapahtua eri voimilla, aiheuttaen heikon tai voimakkaan vetovoiman, ionisia merkkejä tai elektroninvaihtoa.

Kovalenttisia sidoksia pidetään "vahvoina" sidoksina. Toisin kuin muut vahvat sidokset (ioniset sidokset), kovalentteja esiintyy yleensä ei-metallisissa atomeissa ja niissä, joilla on samanlainen affiniteetti elektronien suhteen (samanlaiset elektronegatiivisuudet), mikä tekee kovalenttisista sidoksista heikkoja ja vaatii vähemmän energiaa murtumiseen.

Tämän tyyppisissä sidoksissa yleensä käytetään ns. Octet-sääntöä jaettavien atomien lukumäärän arvioimiseksi: Tämän säännön mukaan molekyylin jokainen atomi vaatii 8 valenssielektronia pysyäkseen stabiilina. Jakamisen avulla niiden on saavutettava elektronien häviäminen tai voitto lajien välillä.

ominaisuudet

Kovalenttisiin sidosryhmiin vaikuttaa kunkin atomien, jotka osallistuvat elektroniparien vuorovaikutukseen, elektronegatiivinen ominaisuus; Kun sinulla on atomi, jolla on huomattavasti suurempi elektronegatiivisuus kuin toisessa risteyksessä, muodostuu polaarinen kovalenttinen sidos.

Kuitenkin, kun molemmilla atomilla on samanlainen elektronegatiivinen ominaisuus, muodostuu polaarinen kovalenttinen sidos. Tämä tapahtuu, koska kaikkein elektronegatiivisimpien lajien elektronit sitoutuvat paremmin tähän atomiin kuin vähiten sähköä vaikuttavissa olosuhteissa.

On syytä huomata, että mikään kovalenttinen sidos ei ole täysin egalitaarista, paitsi jos molemmat mukana olevat atomit ovat identtisiä (ja siten niillä on sama elektronegatiivisuus).

Kovalenttisen sidoksen tyyppi riippuu lajien välisestä erotuksesta elektronegatiivisuudessa, missä arvo välillä 0 - 0,4 johtaa ei-polaariseen sidokseen ja ero 0,4 - 1,7 johtaa polaariseen sidoon (Ioniset sidokset ilmestyvät kohdasta 1.7).

Ei-polaarinen kovalenttinen sidos

Ei-polaarinen kovalenttinen sidos syntyy, kun elektronit jakautuvat tasaisesti atomien välillä. Tämä tapahtuu yleensä, kun kahdella atomilla on samanlainen tai sama elektroninen affiniteetti (samat lajit). Mitä samankaltaisempia elektroniaffiniteettiarvot ovat mukana olevien atomien välillä, sitä vahvempi tuloksena oleva vetovoima on.

Tätä tapahtuu tavallisesti kaasumolekyyleissä, jotka tunnetaan myös nimellä diatomielementit. Epäpolaariset kovalenttiset sidokset toimivat samalla luonteella kuin napaiset (atomi, jolla on suurempi elektronegatiivisuus, houkuttelee voimakkaammin toisen atomin elektronia tai elektroneja).

Diatomisissa molekyyleissä elektronegatiivisuudet kuitenkin poistuvat, koska ne ovat yhtä suuret, mikä johtaa nollavaraukseen.

Ei-polaariset sidokset ovat ratkaisevan tärkeitä biologiassa: ne auttavat muodostamaan happi- ja peptidisidoksia, jotka näkyvät aminohappoketjuissa. Molekyylit, joissa on suuri määrä ei-polaarisia sidoksia, ovat yleensä hydrofobisia.

Polaarinen kovalenttinen sidos

Polaarinen kovalenttinen sidos esiintyy, kun elektroneja jaetaan epätasaisesti kahden unioniin osallistuvan lajin välillä. Tässä tapauksessa yhdellä kahdesta atomista on huomattavasti suurempi elektronegatiivisuus kuin toisessa, ja tästä syystä se houkuttelee enemmän elektroneja risteyksestä.

Tuloksena olevalla molekyylillä on hiukan positiivinen puoli (jolla on pienin elektronegatiivisuus) ja hiukan negatiivinen puoli (jolla atomilla on suurin elektronegatiivisuus). Sillä on myös sähköstaattinen potentiaali, joka antaa yhdisteelle kyvyn sitoutua heikosti muihin polaarisiin yhdisteisiin.

Yleisimpiä polaariset sidokset ovat niitä, vedyn enemmän elektronegatiivisen atomien muodossa yhdisteitä, kuten vettä (H ₂ O).

ominaisuudet

Kovalenttisten sidosten rakenteissa otetaan huomioon joukko ominaisuuksia, jotka osallistuvat näiden sidosten tutkimukseen ja auttavat ymmärtämään tätä elektronien jakamisen ilmiötä:

Oktetisääntö

Amerikkalainen fyysikko ja kemisti Gilbert Newton Lewis muotoili oktetisäännön, vaikkakin oli tutkijoita, jotka tutkivat tätä ennen häntä.

Nyrkkisääntö heijastaa havaintoa, että edustavien elementtien atomit yhdistyvät yleensä siten, että kukin atomi saavuttaa valenssikuorissaan kahdeksan elektronia, mikä johtaa sen elektroniseen kokoonpanoon, joka on kuin jalokaasuja. Lewisin kaavioita tai rakenteita käytetään edustamaan näitä risteyksiä.

On olemassa poikkeuksia tähän sääntöön, esimerkiksi lajien epätäydellisen valenssi kuori (molekyylejä, joissa on seitsemän elektroneja, kuten CH ₃, ja reaktiiviset kuusi elektroneja, kuten BH ₃); se tapahtuu myös atomeissa, joissa on hyvin vähän elektroneja, kuten muun muassa helium, vety ja litium.

Resonanssi

Resonanssi on työkalu, jota käytetään edustamaan molekyylirakenteita ja delokalisoituja elektroneja, joissa sidoksia ei voida ekspressoida yhdellä Lewis-rakenteella.

Näissä tapauksissa elektroneja täytyy edustaa erilaiset "avustavat" rakenteet, joita kutsutaan resonanssirakenteiksi. Toisin sanoen resonanssi on se termi, joka ehdottaa kahden tai useamman Lewis-rakenteen käyttöä edustamaan tiettyä molekyyliä.

Tämä käsite on täysin ihminen, eikä molekyylin rakennetta ole missään vaiheessa, tai voi olla olemassa missä tahansa sen (tai kaikessa) versiossa samanaikaisesti.

Lisäksi osallistuvat (tai resonoivat) rakenteet eivät ole isomeerejä: vain elektronien sijainti voi vaihdella, mutta ei atomin ytimiä.

aromaattisuuteen

Tätä konseptia käytetään kuvaamaan syklistä, tasomaista molekyyliä, jossa on resonanssisidosten rengas, jolla on suurempi stabiilisuus kuin muilla geometrisilla järjestelyillä, joilla on sama atomikonfiguraatio.

Aromaattiset molekyylit ovat erittäin vakaita, koska ne eivät hajoa helposti eivätkä yleensä reagoi muiden aineiden kanssa. Bentseenissä, prototyypin aromaattinen yhdiste, konjugoidut pi (π) sidokset muodostetaan kahteen erilaiseen resonanssirakenteeseen, jotka muodostavat erittäin stabiilin kuusikulmion.

Sigma-linkki

Se on yksinkertaisin sidos, jossa kaksi "s" kiertorataa yhdistyvät. Sigma-sidoksia esiintyy kaikissa yksinkertaisissa kovalenttisissa sidoksissa, ja niitä voi esiintyä myös "p" -orbitaaleissa, kunhan ne katsovat toisiaan.

Bond pi (π)

Tämä sidos tapahtuu kahden rinnakkain olevan "p" -orbitaalin välillä. Ne sitoutuvat vierekkäin (toisin kuin sigma, joka sitoo kasvokkain) ja muodostavat elektronitiheysalueita molekyylin ylä- ja alapuolelle.

Kovalenttisissa kaksois- ja kolmoissidoksissa on yksi tai kaksi pi-sidosta, ja nämä antavat molekyylin jäykän muodon. Pi-sidokset ovat heikompia kuin sigma-sidokset, koska päällekkäisyyksiä on vähemmän.

Kovalenttisidosten tyypit

Kovalenttiset sidokset kahden atomin välillä voidaan muodostaa elektronien parilla, mutta ne voidaan muodostaa myös kahdella tai jopa kolmella elektroniparilla, joten nämä ilmaistaan ​​yksittäisinä, kaksois- ja kolmoissidoksina, joita edustavat erityyppiset atomit. liitot (sigma- ja pi-sidokset) jokaiselle.

Yksittäiset joukkovelkakirjat ovat heikoimpia ja kolmoissidokset ovat vahvimpia; Tämä johtuu siitä, että kolmoilla on lyhyin sidospituus (suurempi vetovoima) ja suurin sidosenergia (ne vaativat enemmän energiaa murtumiseen).

Yksinkertainen linkki

Se on yhden elektroniparin jakaminen; toisin sanoen jokaisella mukana olevalla atomilla on yksi elektroni. Tämä liitos on heikoin ja sisältää yhden sigma (σ) -sidoksen. Sitä edustaa viiva atomien välillä; esimerkiksi, kun kyseessä on vety molekyylin (H ₂):

HH

Kaksoislinkki

Tämän tyyppisessä sidoksessa kaksi jaettua elektroniparia muodostavat sidoksia; eli neljä elektronia jaetaan. Tämä sidos käsittää yhden sigma (σ) ja yhden pi (π) sidoksen, ja sitä edustavat kaksi viivaa; esimerkiksi hiilidioksidin (CO ₂) tapauksessa:

O = C = O

Kolmoissidos

Tämä sidos, vahvin, mitä kovalenttisissa sidoksissa esiintyy, tapahtuu, kun atomeilla on kuusi elektronia tai kolme paria, sigma- (σ) ja kaksi pi (π) -sidoksessa. Se on esitetty kolme riviä ja voidaan nähdä molekyylejä, kuten asetyleeni (C ₂ H ₂):

HC≡CH

Viimeinkin on havaittu nelinkertaisia ​​sidoksia, mutta ne ovat harvinaisia ​​ja rajoittuvat pääasiassa metalliyhdisteisiin, kuten kromi (II) asetaatti ja muut.

esimerkit

Yksinkertaisten sidosten tapauksessa yleisin tapaus on vety, kuten voidaan nähdä alla:

Kolminkertaisen sidoksen tapaus on typpioksidissa (N ₂ O) oleva typpi, kuten alla esitetään, sigma- ja pi-sidosten ollessa näkyvissä:

Viitteet

1. Chang, R. (2007). Kemia. (9. painos). McGraw-Hill.
2. Chem Libretexts. (SF). Haettu osoitteesta chem.libretexts.org
3. Anne Marie Helmenstine, P. (toinen). Haettu osoitteesta gondo.com
4. Lodish, H., Berk, A., Zipursky, SL, Matsudaira, P., Baltimore, D., & Darnell, J. (2000). Molekyylisolubiologia. New York: WH Freeman.
5. Wikiversity. (SF). Haettu osoitteesta en.wikiversity.org