КОВАЛЕНТНИЙ ЗВ’ЯЗОК: ХАРАКТЕРИСТИКИ, ВЛАСТИВОСТІ ТА ПРИКЛАДИ - ХІМІЯ - 2025

У ковалентні зв'язки являють собою тип зв'язку між атомами , що утворюють молекул через обмін електронних пар. Ці зв’язки, які представляють досить стійкий баланс між кожним видом, дозволяють кожному атому досягти стабільності його електронної конфігурації.

Ці зв’язки утворюються в одиночному, подвійному або потрійному варіантах і мають полярні та неполярні символи. Атоми можуть залучати інші види, тим самим дозволяючи утворювати хімічні сполуки. Цей союз може відбуватися різними силами, породжуючи слабке або сильне тяжіння, іонні символи або обмін електронами.

Ковалентні зв’язки вважаються "сильними" зв'язками. На відміну від інших сильних зв’язків (іонних зв’язків), ковалентні зазвичай трапляються в неметалічних атомах і в тих, які мають схожі спорідненості до електронів (подібні електронегативи), роблячи ковалентні зв’язки слабкими і вимагають менше енергії для розриву.

У цьому типі зв’язків зазвичай застосовується так зване правило Октета для оцінки кількості атомів, які діляться: це правило говорить про те, що кожному атомові в молекулі потрібно 8 валентних електронів, щоб залишатися стабільними. Шляхом обміну вони повинні досягти втрати або виграшу електронів між видами.

характеристики

На ковалентні зв’язки впливає електронегативна властивість кожного з атомів, що беруть участь у взаємодії пар електронів; Коли у вас є атом зі значно більшою електронегативністю, ніж інший атом у з’єднанні, утвориться полярний ковалентний зв’язок.

Однак, коли обидва атоми мають схожу електронегативну властивість, утвориться неполярний ковалентний зв’язок. Це відбувається тому, що електрони найбільш електронегативних видів будуть більше зв’язані з цим атомом, ніж у випадку з найменшою електронегативністю.

Варто зазначити, що жоден ковалентний зв’язок не є повністю егалітарним, якщо тільки два атоми, що беруть участь, не є однаковими (і, таким чином, мають однакову електронегативність).

Тип ковалентного зв’язку залежить від різниці електронегативності між видами, де значення між 0 і 0,4 призводить до неполярного зв’язку, а різниця від 0,4 до 1,7 призводить до полярної зв'язку ( Іонні зв’язки з'являються з 1.7).

Неполярний ковалентний зв’язок

Неполярний ковалентний зв’язок генерується, коли електрони діляться однаково між атомами. Зазвичай це відбувається, коли два атоми мають однакову або рівну електронну спорідненість (один і той же вид). Чим більше подібних значень спорідненості до електронів між залученими атомами, тим сильнішим є притягання.

Зазвичай це відбувається в молекулах газу, також відомих як діатомічні елементи. Неполярні ковалентні зв’язки працюють з тією ж природою, що і полярні (атом з більш високою електронегативністю буде сильніше залучати електрон або електрони іншого атома).

Однак у діатомічних молекулах електронегативність скасовується, оскільки вони рівні, внаслідок чого заряд нульовий.

Неполярні зв’язки мають вирішальне значення в біології: вони допомагають формувати кисневі та пептидні зв’язки, які спостерігаються в ланцюгах амінокислот. Молекули з великою кількістю неполярних зв’язків зазвичай гідрофобні.

Полярна ковалентна зв'язок

Полярний ковалентний зв’язок виникає тоді, коли між двома видами, що беруть участь у об'єднанні, відбувається неоднаковий розподіл електронів. У цьому випадку один з двох атомів має значно більшу електронегативність, ніж інший, і з цієї причини він буде притягувати більше електронів зі стику.

Отримана молекула матиме дещо позитивну сторону (ту, що має найменшу електронегативність), і злегка негативну сторону (з атомом з найбільшою електронегативністю). Він також матиме електростатичний потенціал, надаючи сполуці здатність слабко зв'язуватися з іншими полярними сполуками.

Найпоширеніші полярні зв’язки - це водневі речовини з більше електронегативними атомами, утворюючи такі сполуки, як вода (H ₂ O).

Властивості

У структурах ковалентних зв’язків враховується ряд властивостей, які беруть участь у вивченні цих зв’язків і допомагають зрозуміти це явище поділу електронів:

Правило октету

Правило октету було сформульовано американським фізиком і хіміком Гілбертом Ньютоном Льюїсом, хоча до цього були вчені, які вивчали це.

Це правило, яке відображає спостереження, що атоми репрезентативних елементів, як правило, поєднуються таким чином, що кожен атом досягає восьми електронів у валентній оболонці, що призводить до того, що він має електронну конфігурацію, подібну благородним газам. Діаграми або структури Льюїса використовуються для представлення цих стиків.

Існують винятки з цього правила, наприклад, у видів з неповною валентною оболонкою (молекули із семи електронами, такі як СН ₃ , та реактивні види з шістьма електронами, такі як BH ₃ ); це також відбувається в атомах з дуже малою кількістю електронів, таких як гелій, водень та літій, серед інших.

Резонанс

Резонанс - це інструмент, який використовується для представлення молекулярних структур та представлення делокалізованих електронів, де зв’язки не можуть бути виражені однією структурою Льюїса.

У цих випадках електрони повинні бути представлені різними "сприяючими" структурами, званими резонансними структурами. Іншими словами, резонанс - це той термін, який пропонує використовувати дві або більше структур Льюїса для представлення певної молекули.

Ця концепція є повністю людською, і в будь-який момент часу немає тієї чи іншої структури молекули, але вона може існувати в будь-якій її версії (або всі) одночасно.

Крім того, що сприяють (або резонансні) структури не є ізомерами: може змінюватися лише положення електронів, але не ядра атома.

Ароматичність

Ця концепція використовується для опису циклічної, планарної молекули з кільцем резонансних зв’язків, які виявляють більшу стійкість, ніж інші геометричні композиції з однаковою атомною конфігурацією.

Ароматичні молекули дуже стійкі, оскільки вони не руйнуються легко, а також зазвичай не реагують з іншими речовинами. У бензолі прототип ароматичної сполуки, кон'юговані пі (π) зв’язки утворюються у двох різних резонансних структурах, які утворюють високостабільний шестикутник.

Sigma посилання

Це найпростіший зв’язок, в якому з’єднуються дві орбіталі "s". Зв'язки сигми зустрічаються у всіх простих ковалентних зв’язках, а також можуть виникати на "р" орбіталях, доки вони дивляться один на одного.

Облігація pi (π)

Цей зв’язок відбувається між двома "р" орбіталями, які знаходяться паралельно. Вони зв’язуються пліч-о-пліч (на відміну від сигми, яка зв’язується обличчям до обличчя) і утворюють області щільності електронів над і нижче молекули.

Ковалентні подвійні та потрійні зв’язки включають один або два пі-зв’язки, і вони надають молекулі жорстку форму. Pi-зв’язки слабші, ніж сигма-зв’язки, оскільки там менше перекриття.

Типи ковалентних зв’язків

Ковалентні зв’язки між двома атомами можуть утворюватися парою електронів, але вони також можуть утворюватися двома або до трьома парами електронів, тому вони будуть виражені як одинарні, подвійні та потрійні зв’язки, які представлені різними типами союзи (сигма та пі зв’язки) для кожного.

Поодинокі зв’язки найслабші, а потрійні зв’язки найсильніші; Це відбувається тому, що трійки мають найкоротшу довжину зв’язку (більший притягнення) і найбільшу енергію зв’язку (їм потрібно більше енергії для розриву).

Просте посилання

Це спільне використання однієї пари електронів; тобто кожен задіяний атом розділяє один електрон. Цей союз є найслабшим і включає єдину сигма (σ) зв’язок. Він представлений лінією між атомами; наприклад, у випадку молекули водню (H ₂ ):

H H

Подвійне посилання

У цьому типі зв’язку дві спільні пари електронів утворюють зв’язки; тобто чотири електрони поділяються. Цей зв'язок включає одну сигма (σ) та одну pi (π) зв’язку, і представлений двома лініями; наприклад, у разі вуглекислого газу (CO ₂ ):

O = C = O

Потрійний зв’язок

Цей зв’язок, найсильніший, що існує серед ковалентних зв'язків, виникає, коли атоми ділять шість електронів або три пари, в сигма (σ) і дві пі (π) зв'язку. Він представлений трьома лініями і його можна побачити в таких молекулах, як ацетилен (C ₂ H ₂ ):

HC≡CH

Нарешті, спостерігалися чотириразові зв’язки, але вони рідкісні і переважно обмежуються металевими сполуками, такими як ацетат хрому (II) та інші.

Приклади

Для простих зв'язків найпоширенішим випадком є ​​водень, як видно нижче:

Випадок потрійного зв’язку - це нітрогени в оксиді азоту (N ₂ O), як видно нижче, із видимими сигма-та пі-зв’язками:

Список літератури

1. Чанг, Р. (2007). Хімія. (9-е видання). McGraw-Hill.
2. Chem Libretexts. (sf). Отримано з chem.libretexts.org
3. Anne Marie Helmenstine, P. (nd). Отримано з thinkco.com
4. Лодіш, Х., Берк, А., Зіпурський, С. Л., Мацудайра, П., Балтімор, Д., Дарнелл, Дж. (2000). Молекулярна клітинна біологія. Нью-Йорк: WH Freeman.
5. Віківерситет. (sf). Отримано з en.wikiversity.org