Příklad kovalentního dluhopisu

The Kovalentní vazba je ten, ve kterém dva atomy se spojí sdílením svých elektronů, aby splnil Pravidla oktetu.

Historie kovalentního dluhopisu

Bylo to na počátku 20. století, kdy chemici začali chápat, jak a proč se molekuly formovaly. První zásadní průlom přišel s návrhem Gilbert Lewis o čem vytvoření chemické vazby to naznačuje atomy sdílejí elektrony. Lewis popsal vznik chemické vazby ve vodíku jako:

Tento typ párování elektronů je příkladem kovalentní vazby, vazby, ve které dva elektrony jsou sdíleny dvěma atomy. The Kovalentní sloučeniny To jsou oni obsahují pouze kovalentní vazby.

Elektrony v kovalentní vazbě

Pro jednoduchost sdílený elektronový pár je často reprezentován jako jeden řádek spojování symbolů prvků. Kovalentní vazba molekuly vodíku je tedy zapsána jako H-H.

V kovalentní vazbě každý elektron sdíleného páru je přitahován k jádrům obou atomů. Tato přitažlivost drží dva atomy v molekule H pohromadě.₂ a je zodpovědný za tvorbu kovalentních vazeb v jiných molekulách.

V kovalentních vazbách mezi atomy několika elektronů

účastní se pouze valenční elektrony, které jsou nejvzdálenější, na nejmělčí oběžné dráze. Mezi unií se bude podílet jeden až tři z nich.

Ostatní elektrony, které se neúčastní vazby, se nazývají Nevázané elektrony, nebo pokud je uspořádáme ve dvojicích, Páry zdarma. To znamená, že dvojice Valencia Electrons to neúčastnit se vytváření kovalentních dluhopisů.

Zastoupení kovalentních dluhopisů

Struktury, s nimiž jsou představovány kovalentní sloučeniny, jako je H₂ a F₂ jsou známé jako Lewisovy struktury. Lewisova struktura je a reprezentace kovalentní vazby, kde dvojice sdílených elektronů označeny čarami nebo jako dvojice bodů mezi dvěma atomya nesdílené volné páry jsou označeny jako dvojice bodů na jednotlivých atomech. Ve struktuře Lewis jsou zobrazeny pouze valenční elektrony, nikoli vnitřní.

Vezmeme-li v úvahu Lewisovu strukturu pro molekulu vody H₂Nebo nejprve tečkujte všechny valenční elektrony atomů vodíku a kyslíku.

Ve druhém případě je odkaz označen čárou. A volné páry, které budou existovat pouze v kyslíku, s body.

Pravidlo oktetu

Tvorba těchto molekul, podobně jako u vody H.₂Nebo ilustrujte hovor Pravidlo oktetu, navržený Lewisem: Atom jiný než vodík má tendenci vytvářet vazby, dokud se neobklopí osm valenčních elektronůTo znamená, že se vytvoří kovalentní vazba, když pro každý jednotlivý atom není dostatek elektronů k dokončení jeho oktetu.

Sdílením elektronů v kovalentní vazbě každý atom doplňuje svůj oktet. U vodíku je požadováno, abyste získali elektronickou konfiguraci helia, která má mít celkem dva elektrony.

Pravidlo oktetu funguje hlavně pro prvky druhé periody nebo řádku periodické tabulky. Tyto prvky mají podúrovně, ve kterých může být celkem osm elektronů.

Když atom těchto prvků vytvoří kovalentní sloučeninu, získá elektronickou konfiguraci neonového ušlechtilého plynu a sdílí elektrony s jinými atomy ve stejné sloučenině.

Druhy kovalentních dluhopisů

Atomy mohou tvořit různé typy kovalentních dluhopisů: Dvouhra, čtyřhra nebo trojice.

V Jednoduchý odkaz, dva atomy jsou spojeny pomocí Dvojice elektronů. Vyskytují se v drtivé většině kovalentních sloučenin a je to nejzákladnější forma této vazby.

V mnoha sloučeninách Dvojité odkazy, tj. když dva atomy sdílejí Dva páry elektronů. Pokud dva atomy sdílejí dva páry elektronů, kovalentní vazba se nazývá dvojná vazba. Tyto vazby se nacházejí v molekulách, jako je oxid uhličitý (CO₂) a ethylen (C.₂H₄).

A Triple Link vzniká, když se dva atomy sdílejí Tři páry elektronů, jako v molekule dusíku N.₂molekula acetylenu C.₂H₂.

Vícenásobné vazby jsou kratší než jednotlivé kovalentní vazby. The Délka odkazu je definován jako vzdálenost mezi jádrem dvou spojených atomů kovalentní vazbou v molekule.

Rozdíly mezi kovalentními a iontovými sloučeninami

Iontové a kovalentní sloučeniny představují výrazné rozdíly v jejich obecných fyzikálních vlastnostech, vzhledem k tomu, že jejich vazby mají odlišnou povahu.

V Kovalentní sloučeniny existovat dva typy přitažlivých sil; jedním z nich je ten, který drží atomy molekuly pohromadě. Kvantitativním měřítkem této přitažlivosti je vazebná energie. Druhá přitažlivá síla působí mezi úplnými molekulami a je volána Mezimolekulární síla. Protože mezimolekulární síly jsou obvykle slabší než síly, které drží atomy molekuly pohromadě, molekuly kovalentní sloučeniny se váží s menší silou.

V důsledku toho kovalentní sloučeniny jsou téměř vždy plyny, kapaliny nebo pevné látky s nízkou teplotou tánín. Na druhou stranu elektrostatické síly, které drží ionty pohromadě v iontové sloučenině jsou obvykle velmi silné, takže iontové sloučeniny jsou pevné při teplotě místnosti a mají vysoké teploty tání. Mnoho iontových sloučenin je rozpustných ve vodě a jejich vodné roztoky vedou elektřinu, protože tyto sloučeniny jsou silné elektrolyty.

Většina kovalentní sloučeniny jsou nerozpustné ve vodě, a pokud se rozpustí, jeho vodné roztoky jako obvykle nevedou elektřinu protože tyto sloučeniny jsou neelektrolyty. Roztavené iontové sloučeniny vedou elektřinu, protože obsahují kationty a anionty, které se volně pohybují; kapalné nebo roztavené kovalentní sloučeniny nevodí elektřinu, protože nejsou přítomny žádné ionty.

Příklady kovalentně vázaných sloučenin

1. Acetylen C.₂H₂
2. Metan CH₄
3. Ethane C.₂H₆
4. Propan C.₃H₈
5. Butan C.₄H₁₀
6. Benzen C.₆H₆
7. Toluen C.₇H₈
8. Methylalkohol CH₃Ach
9. Ethylalkohol C.₂H₅Ach
10. Propyl alkohol C.₃H₇Ach
11. Methylether CH₃OCH₃
12. Methylethylether C.₂H₅OCH₃
13. Ethylether C.₂H₅OC₂H₅
14. Kyselina mravenčí HCOOH
15. Kyselina octová CH₃COOH
16. Kyselina propionová C.₂H₅COOH
17. Kyselina máselná C.₃H₇COOH
18. Oxid uhličitý CO₂
19. Oxid uhelnatý CO
20. Molekulární dusík N₂
21. Molekulární vodík H₂