Kovalentse võlakirja näide

The Kovalentne side on see, milles kaks aatomit ühinevad oma elektrone jagades, et täita oma Okteti reeglid.

Kovalentse võlakirja ajalugu

20. sajandi alguses hakkasid keemikud mõistma, kuidas ja miks molekulid moodustati. Esimene suurem läbimurre tuli ettepanekuga Gilbert lewis millest keemilise sideme moodustumine tähendab seda aatomid jagavad elektrone. Lewis kirjeldas vesinikus keemilise sideme moodustumist järgmiselt:

Seda tüüpi elektronide paaristamine on näide kovalentsest sidemest, sidemest, milles kahte elektroni jagavad kaks aatomit. The Kovalentsed ühendid Nad on sellised sisaldavad ainult kovalentseid sidemeid.

Elektronid kovalentses sidemes

Lihtsuse huvides tuleb jagatud elektronipaar on sageli esindatud kui üks rida elementide sümbolite ühendamine. Seega on vesiniku molekuli kovalentne side kirjutatud kui H-H.

Kovalentses sidemes on jagatud paari iga elektron tõmbab mõlema aatomi tuuma. See külgetõmme hoiab H molekuli kahte aatomit koos.₂ ja see vastutab kovalentsete sidemete moodustumise eest teistes molekulides.

Mitmete elektronide aatomite kovalentsetes sidemetes osalevad ainult valentselektronid, mis on kõige madalamal orbiidil. Neist üks kuni kolm osalevad liidus.

Ülejäänud elektrone, mis sidemes ei osale, nimetatakse Mittesiduvad elektronidvõi kui korraldame need paarikaupa, Tasuta paarid. See tähendab, et Valencia elektronide paarid ei osale kovalentsete võlakirjade moodustamises.

Kovalentne võlakirjade esindamine

Struktuurid, millega kovalentsed ühendid on esindatud, näiteks H₂ ja F₂ on tuntud kui Lewise struktuurid. Lewise struktuur on a kovalentse sideme kujutamine, kus jagatud elektronide paar tähistatud joontega või punktide paaridena kahe aatomi vahelja jagamata vabad paarid on tähistatud punktide paaridena üksikute aatomite peal. Lewise struktuuris on näidatud ainult valentselektronid, mitte sisemised.

Võttes arvesse vee molekuli H Lewise struktuuri₂Või on kõik vesiniku ja hapniku aatomite valentselektroonid tähistatud kõigepealt punktidega.

Teisel juhul tähistatakse link joonega. Ja vabad paarid, mis eksisteerivad ainult hapnikus, punktidega.

Okteti reegel

Nende molekulide, nagu vee H, moodustumine₂Või illustreerige kõnet Okteti reegel, pakkus välja Lewis: Muu aatom kui vesinik kipub moodustama sidemeid, kuni see ümbritseb end kaheksa valentselektroniSee tähendab, et kovalentne side tekib siis, kui iga üksiku aatomi jaoks pole okteti lõpuleviimiseks piisavalt elektrone.

Jagades elektrone kovalentses sidemes, iga aatom lõpetab oma okteti. Vesiniku puhul on nõutav heeliumi elektroonilise konfiguratsiooni saamine, milleks peab olema kokku kaks elektroni.

Oktetireegel töötab peamiselt perioodilisustabeli teise perioodi või rea elementide jaoks. Nendel elementidel on alamtasemed, milles võib olla kokku kaheksa elektroni.

Kui nende elementide aatom moodustab kovalentse ühendi, saab see neoon-väärisgaasi elektroonilise konfiguratsiooni, jagades elektrone sama ühendi teiste aatomitega.

Kovalentsete võlakirjade tüübid

Aatomid võivad moodustada erinevat tüüpi kovalentseid sidemeid: Üksikud, paarilised või kolmikud.

Sees Lihtne link, kaks aatomit on ühendatud Elektronide paar. Neid esineb valdavas enamuses kovalentsetes ühendites ja see on selle sideme kõige põhilisem vorm.

Paljudes ühendites Topeltlingid, st kui kaks aatomit jagunevad Kaks paari elektrone. Kui kahel aatomil on kaks elektronide paari, nimetatakse kovalentset sidet kaksiksidemeks. Neid sidemeid leidub sellistes molekulides nagu süsinikdioksiid (CO₂) ja etüleen (C₂H₄).

A Kolmekordne link tekib siis, kui kaks aatomit jagunevad Kolm paari elektronenagu lämmastiku molekulis N₂, atsetüleen C molekul₂H₂.

Mitu sidet on lühem kui üksikud kovalentsed sidemed. The Lingi pikkus on määratletud kui kahe ühendatud aatomi tuuma vaheline kaugus molekulis kovalentse sideme abil.

Kovalentsete ja ioonsete ühendite erinevused

Iooniliste ja kovalentsete ühendite üldised füüsikalised omadused erinevad märkimisväärselt, kuna nende sidemed on erineva iseloomuga.

Aastal Kovalentsed ühendid olemas kahte tüüpi atraktiivseid jõude; üks neist on see, mis hoiab koos molekuli aatomeid. Selle atraktsiooni kvantitatiivne mõõde on siduv energia. Teine külgetõmbejõud toimib terviklike molekulide vahel ja seda nimetatakse Molekulidevaheline jõud. Kuna molekulidevahelised jõud on tavaliselt nõrgemad kui jõud, mis hoiavad molekuli aatomeid koos, seovad kovalentse ühendi molekulid vähem jõudu.

Kaalus kovalentsed ühendid on peaaegu alati madala sulamistemperatuuriga gaasid, vedelikud või tahked ainedn. Teiselt poolt elektrostaatilised jõud, mis hoiavad ioone koos ioonses ühendis on need tavaliselt väga tugevad, nii et ioonsed ühendid on toatemperatuuril tahked ja sulamistemperatuuriga. Paljud ioonsed ühendid lahustuvad vees ja nende vesilahused juhivad elektrit, kuna need ühendid on tugevad elektrolüüdid.

Enamik kovalentsed ühendid ei lahustu veesja kui need lahustuvad, selle vesilahused nagu tavaliselt nad ei juhi elektrit kuna need ühendid on mitteelektrolüüdid. Sulanud ioonsed ühendid juhivad elektrit, kuna need sisaldavad vabalt liikuvaid katioone ja anioone; vedelad või sulanud kovalentsed ühendid ei juhi elektrit, kuna seal pole ioone.

Kovalentselt ühendatud ühendite näited

1. Atsetüleen C₂H₂
2. Metaan CH₄
3. Etaan C₂H₆
4. Propaan C₃H₈
5. Butaan C₄H₁₀
6. Benseen C₆H₆
7. Tolueen C₇H₈
8. Metüülalkohol CH₃Oh
9. Etüülalkohol C₂H₅Oh
10. Propüülalkohol C₃H₇Oh
11. Metüüleeter CH₃OCH₃
12. Metüületüüleeter C₂H₅OCH₃
13. Etüüleeter C₂H₅OC₂H₅
14. Sipelghape HCOOH
15. Äädikhape CH₃COOH
16. Propioonhape C₂H₅COOH
17. Võihape C₃H₇COOH
18. Süsinikdioksiid CO₂
19. Süsinikmonooksiid CO
20. Molekulaarne lämmastik N₂
21. Molekulaarne vesinik H₂