Covalent Link-kenmerken, eigenschappen, typen en voorbeelden

de covalente obligaties ze zijn een soort unie tussen atomen die moleculen vormen door het delen van elektronenparen. Deze koppelingen, die een vrij stabiele balans tussen elke soort vertegenwoordigen, stellen elk atoom in staat om de stabiliteit van zijn elektronische configuratie te bereiken.

Deze links worden gevormd in enkele, dubbele of drievoudige versies en hebben polaire en niet-polaire tekens. Atomen kunnen andere soorten aantrekken, waardoor de vorming van chemische verbindingen mogelijk wordt. Deze verbintenis kan plaatsvinden door verschillende krachten, waardoor een zwakke of sterke aantrekkingskracht ontstaat, of van ionische karakters of door elektronuitwisseling.

Covalente obligaties worden beschouwd als "sterke" vakbonden. In tegenstelling tot andere sterke bindingen (ionische bindingen), komen covalente bindingen meestal voor in niet-metallische atomen en in die met vergelijkbare affiniteiten voor elektronen (vergelijkbare elektronegativiteiten), waardoor covalente bindingen zwak zijn en minder energie nodig om te breken..

In dit type koppeling wordt meestal de zogenaamde regel van het octet toegepast om de hoeveelheid te delen atomen te schatten: deze regel stelt dat elk atoom in een molecuul 8 valentie-elektronen vereist om stabiel te blijven. Door te delen, moeten deze verlies of winst van elektronen tussen soorten bereiken.

index

• 1 Kenmerken
  • 1.1 Niet-polaire covalente binding
  • 1.2 Polar covalente binding
• 2 Eigenschappen
  • 2.1 Byte-regel
  • 2.2 Resonantie
  • 2.3 Aromaticiteit
• 3 Typen covalente obligaties
  • 3.1 Eenvoudige link
  • 3.2 Dubbele link
  • 3.3 Triple link
• 4 voorbeelden
• 5 Referenties

features

Covalente bindingen worden beïnvloed door de elektronegatieve eigenschap van elk van de atomen die betrokken zijn bij de interactie van elektronenparen; wanneer je een atoom hebt met een elektronegativiteit dat aanzienlijk groter is dan dat van het andere atoom in de unie, zal een polaire covalente binding worden gevormd.

Wanneer beide atomen echter een vergelijkbare elektronegatieve eigenschap hebben, zal een niet-polaire covalente binding worden gevormd. Dit gebeurt omdat de elektronen van de meest elektronegatieve soort meer aan dit atoom zullen zijn gehecht dan in het geval van de minst elektronegatieve.

Het is vermeldenswaard dat geen covalente binding volledig gelijk is, tenzij de twee betrokken atomen identiek zijn (en dus dezelfde elektronegativiteit hebben).

Het type covalente binding hangt af van het verschil in elektronegativiteit tussen soorten, waarbij een waarde tussen 0 en 0,4 resulteert in een niet-polaire binding en een verschil van 0,4 tot 1,7 resulteert in een polaire binding (de ionische bindingen verschijnen vanaf 1.7).

Niet-polaire covalente binding

De niet-polaire covalente binding wordt gegenereerd wanneer elektronen gelijkelijk worden gedeeld tussen atomen. Dit gebeurt meestal wanneer de twee atomen een vergelijkbare of gelijke elektronische affiniteit hebben (dezelfde soort). Hoe meer de waarden van elektronische affiniteit tussen de betrokken atomen gelijk zijn, hoe sterker de resulterende aantrekkingskracht zal zijn.

Dit gebeurt meestal in gasmoleculen, ook bekend als diatomische elementen. De niet-polaire covalente bindingen werken met dezelfde aard als de polaire (het atoom van hogere elektronegativiteit zal het elektron of de elektronen van het andere atoom sterker aantrekken).

In de diatomische moleculen worden de elektronegativiteiten echter geannuleerd omdat ze gelijk zijn en resulteren in een nulbelasting.

Niet-polaire bindingen zijn cruciaal in de biologie: ze helpen de zuurstof- en peptidebindingen te vormen die worden waargenomen in de ketens van aminozuren. Moleculen met een grote hoeveelheid niet-polaire bindingen zijn meestal hydrofoob.

Polaire covalente binding

De polaire covalente binding treedt op als er een ongelijke verdeling van elektronen is tussen de twee soorten die bij de unie betrokken zijn. In dit geval heeft een van de twee atomen een elektronegativiteit die aanzienlijk groter is dan de andere, en om deze reden zal het meer elektronen uit de unie aantrekken.

Het resulterende molecuul zal een enigszins positieve kant hebben (dat wat de laagste elektronegativiteit heeft), en een enigszins negatieve kant (met dat atoom met de hoogste elektronegativiteit). Het zal ook een elektrostatisch potentieel hebben, waardoor de verbinding het vermogen heeft om zwak te binden aan andere polaire verbindingen.

De meest voorkomende polaire bindingen zijn die van waterstof met meer elektronegatieve atomen om verbindingen zoals water te vormen (H.₂O).

eigenschappen

In de structuren van de covalente bindingen wordt rekening gehouden met een reeks eigenschappen die bij de studie van deze bonden betrokken zijn en helpen om dit fenomeen van elektronendeling te begrijpen:

Octetregel

De octetregel werd geformuleerd door de Amerikaanse fysicus en chemicus Gilbert Newton Lewis, hoewel er wetenschappers waren die dit voor hem bestudeerden.

Het is een vuistregel die de waarneming weergeeft die de atomen van representatieve elementen gewoonlijk combineren, zodat elk atoom de acht elektronen bereikt in zijn valentieschil, waardoor het een elektronische configuratie heeft die vergelijkbaar is met edelgassen. Lewis-diagrammen of -structuren worden gebruikt om deze vakbonden te vertegenwoordigen.

Er zijn uitzonderingen op deze regel, bijvoorbeeld voor soorten met een onvolledige valentie-schil (moleculen met zeven elektronen zoals CH₃, en reactieve zes-elektronensoorten zoals BH₃); het gebeurt ook in atomen met zeer weinig elektronen, zoals helium, waterstof en lithium, onder anderen.

resonantie

Resonantie is een hulpmiddel dat wordt gebruikt om moleculaire structuren weer te geven en vertegenwoordigt gedelokaliseerde elektronen waarbij de bindingen niet kunnen worden uitgedrukt met een enkele Lewis-structuur.

In deze gevallen moeten de elektronen worden gerepresenteerd met verschillende "bijdragende" structuren, resonante structuren genoemd. Met andere woorden, resonantie is die term die het gebruik van twee of meer Lewis-structuren suggereert om een ​​bepaald molecuul te vertegenwoordigen.

Dit concept is volledig menselijk en er is op geen enkel moment een of andere structuur van het molecuul, maar het kan in elke versie van dit molecuul (of in totaal) tegelijkertijd voorkomen.

Bovendien zijn de bijdragende (of resonerende) structuren geen isomeren: alleen de positie van de elektronen kan verschillen, maar niet de kernen van het atoom.

aromaticiteit

Dit concept wordt gebruikt om een ​​cyclisch en vlak molecuul te beschrijven met een ring van resonantiebindingen die een grotere stabiliteit vertonen dan andere geometrische regelingen met dezelfde atomaire configuratie.

De aromatische moleculen zijn zeer stabiel, omdat ze niet gemakkelijk breken of meestal reageren met andere stoffen. In benzeen worden de prototype aromatische verbinding, pi (π) geconjugeerde bindingen gevormd in twee verschillende resonante structuren, die een zeshoek vormen met hoge stabiliteit.

Sigma-link (Σ)

Het is de eenvoudigste schakel, waarin twee 's'-orbitalen bij elkaar komen. Sigma-obligaties worden gepresenteerd in alle eenvoudige covalente obligaties en kunnen ook voorkomen in "p" -orbitalen, terwijl deze naar elkaar kijken.

Link pi (π)

Deze link bevindt zich tussen twee "p" -orbitalen die parallel zijn. Ze worden zij aan zij verbonden (in tegenstelling tot de sigma, die van aangezicht tot aangezicht verbindt) en vormen gebieden van elektronische dichtheid boven en onder het molecuul.

Dubbele en drievoudige covalente bindingen hebben betrekking op één of twee pi-bindingen en deze geven het molecuul een starre vorm. Pi-koppelingen zijn zwakker dan sigma, omdat er minder overlap is.

Typen covalente obligaties

De covalente bindingen tussen twee atomen kunnen worden gevormd door een paar elektronen, maar ze kunnen ook worden gevormd door twee of zelfs drie paren elektronen, zodat ze worden uitgedrukt als enkele, dubbele en driedubbele bindingen, die worden weergegeven met verschillende soorten bindingen. kruispunten (sigma en pi links) voor elk.

De eenvoudige links zijn de zwakste en de triple de sterkste; dit gebeurt omdat de triples degene zijn met de kortste linklengte (grootste aantrekkingskracht) en de hoogste linksenergie (ze vereisen meer energie om te breken).

Eenvoudige link

Het is het delen van een enkel paar elektronen; dat wil zeggen dat elk betrokken atoom een ​​enkel elektron deelt. Deze unie is de zwakste en omvat een enkele sigma-binding (σ). Het wordt weergegeven met een lijn tussen de atomen; bijvoorbeeld in het geval van het waterstofmolecuul (H.₂):

H-H

Dubbele link

In dit type binding vormen twee gedeelde paren elektronen bindingen; dat wil zeggen, vier elektronen worden gedeeld. Deze koppeling heeft betrekking op een sigma (σ) en een pi (π) -link en wordt weergegeven door twee streepjes; bijvoorbeeld in het geval van koolstofdioxide (CO₂):

O = C = O

Triple link

Deze binding, de sterkste die bestaat tussen de covalente bindingen, treedt op wanneer de atomen zes elektronen of drie paren delen, in een unie-sigma (σ) en twee pi (π). Het wordt voorgesteld met drie strepen en kan worden waargenomen in moleculen zoals acetyleen (C.₂H₂):

H-C = C-H

Ten slotte zijn viervoudige bindingen waargenomen, maar deze zijn zeldzaam en zijn hoofdzakelijk beperkt tot metallische verbindingen, zoals chroom (II) acetaat en andere..

Voorbeelden

Voor eenvoudige links is het meest voorkomende geval dat van waterstof, zoals hieronder te zien is:

Het geval van een drievoudige binding is die van stikstoffen in lachgas (N.₂O), zoals hieronder te zien, met de sigma- en pi-links zichtbaar:

referenties

1. Chang, R. (2007). Chemie. (Negende ed). McGraw-Hill.
2. Chem Libretexts. (N.D.). Opgehaald in chem.libretexts.org
3. Anne Marie Helmenstine, P. (s.f.). Opgehaald van thoughtco.com
4. Lodish, H., Berk, A., Zipursky, S.L., Matsudaira, P., Baltimore, D., & Darnell, J. (2000). Moleculaire celbiologie. New York: W.H. Freeman.
5. Wikiversity. (N.D.). Opgehaald van en.wikiversity.org