Kovalenttinen joukkovelkakirjaesimerkki

Kovalenttisidos on se, jossa kaksi atomia yhdistyvät jakamalla elektroninsa, täydentämään Octet-sääntöjäsi.

Kovalenttisen joukkovelkakirjan historia

1900-luvun alussa kemistit alkoivat ymmärtää, miten ja miksi molekyylejä muodostui. Ensimmäinen merkittävä läpimurto tuli ehdotuksella Gilbert Lewis mistä kemiallisen sidoksen muodostuminen merkitsee sitä atomit jakavat elektroneja. Lewis kuvasi kemiallisen sidoksen muodostumista vedyssä seuraavasti:

Tämäntyyppinen elektronipari on esimerkki kovalenttisesta sidoksesta, sidoksesta, johon kaksi atomia jakavat kaksi elektronia. Kovalentit yhdisteet He ovat sitä sisältävät vain kovalenttisia sidoksia.

Elektronit kovalenttisessa sidoksessa

Yksinkertaisuuden vuoksi jaettu elektronipari on usein edustettuna yksi rivi yhdistämällä elementtien symbolit. Siten vetymolekyylin kovalenttinen sidos kirjoitetaan H-H: ksi.

Kovalenttisessa sidoksessa jokaisen jaetun parin elektroni on kiinnostunut molempien atomien ytimistä. Tämä vetovoima pitää kaksi H-molekyylin atomia yhdessä.

₂ ja se on vastuussa kovalenttisten sidosten muodostumisesta muissa molekyyleissä.

Useiden elektronien atomien välisissä kovalenttisissa sidoksissa vain valenssielektronit osallistuvat, jotka ovat syrjäisimmät matalimmalla kiertoradalla. Yhdestä kolmeen heistä osallistuu liittoon.

Muut elektronit, jotka eivät osallistu sidokseen, kutsutaan Sitoutumattomat elektronittai jos järjestämme ne pareittain, Ilmaiset parit. Eli Valencia-elektronipareja, jotka eivät osallistu kovalenttisen joukkovelkakirjojen muodostamiseen.

Kovalenttinen joukkovelkakirjojen edustus

Rakenteet, joiden kanssa kovalenttiset yhdisteet ovat edustettuina, kuten H₂ ja F₂ tunnetaan nimellä Lewis-rakenteet. Lewis-rakenne on a kovalenttisen sidoksen esitys, jossa jaettujen elektronien pari jotka on merkitty viivoilla tai kahden atomin välisinä pisteinä, ja jakamattomat vapaat parit ilmoitetaan pisteinä pareiksi yksittäisissä atomeissa. Lewis-rakenteessa vain valenssielektronit näytetään, eivät sisäiset.

Kun otetaan huomioon vesimolekyylin H Lewisin rakenne₂Tai pisteitä ensin kaikki vety- ja happiatomien valenssielektronit.

Toisessa tapauksessa linkki on merkitty viivalla. Ja vapaat parit, jotka ovat olemassa vain hapessa, pisteillä.

Oktetin sääntö

Näiden molekyylien, kuten veden H, muodostuminen₂Tai kuvaa puhelua Octet-sääntö, ehdotti Lewis: Muu atomi kuin vety pyrkii muodostamaan sidoksia, kunnes se ympäröi itseään kahdeksan valenssielektroniaToisin sanoen kovalenttinen sidos muodostuu, kun kullekin yksittäiselle atomille ei ole tarpeeksi elektroneja oktettinsa täydentämiseksi.

Jakamalla elektroneja kovalenttiseen sidokseen, jokainen atomi täydentää oktettinsa. Vedyn osalta vaaditaan, että hankit heliumin elektronisen kokoonpanon, jossa on oltava yhteensä kaksi elektronia.

Oktetisääntö toimii pääasiassa jaksollisen taulukon toisen jakson tai rivin elementeille. Näillä elementeillä on alatasoja, joissa voi olla yhteensä kahdeksan elektronia.

Kun näiden alkuaineiden atomi muodostaa kovalenttisen yhdisteen, se saa Neon-jalokaasun elektronisen konfiguraation jakamalla elektroneja muiden atomien kanssa samassa yhdisteessä.

Kovalenttisten joukkovelkakirjojen tyypit

Atomit voivat muodostaa erityyppisiä kovalenttisia sidoksia: Sinkut, kaksinkertaiset tai kolminkertaiset.

Jonkin sisällä Yksinkertainen linkki, kaksi atomia on yhdistetty Elektronipari. Niitä esiintyy valtaosassa kovalentteja yhdisteitä, ja se on tämän sidoksen alkeellisin muoto.

Monissa yhdisteissä Tuplalinkit, toisin sanoen kun kaksi atomia jakaa Kaksi paria elektroneja. Jos kahdella atomilla on kaksi elektroniparia, kovalenttista sidosta kutsutaan kaksoissidokseksi. Näitä sidoksia löytyy molekyyleistä, kuten hiilidioksidista (CO₂) ja eteeni (C.₂H₄).

A Kolmoislinkki syntyy, kun kaksi atomia jakaa Kolme paria elektroneja, kuten typpi-N-molekyylissä₂, asetyleeni C-molekyyli₂H₂.

Useat sidokset ovat lyhyempiä kuin yksittäiset kovalenttiset sidokset. Linkin pituus on määritelty kahden yhdistetyn atomin ytimen välinen etäisyys molekyylin kovalenttisella sidoksella.

Erot kovalenttisten ja ionisten yhdisteiden välillä

Ionisten ja kovalenttisten yhdisteiden yleisissä fysikaalisissa ominaisuuksissa on huomattavia eroja johtuen siitä, että niiden sidokset ovat luonteeltaan erilaisia.

vuonna Kovalentit yhdisteet olla olemassa kahden tyyppisiä houkuttelevia voimia; yksi heistä on joka pitää molekyylin atomit yhdessä. Tämän vetovoiman kvantitatiivinen mitta on sitova energia. Toinen vetovoima toimii täydellisten molekyylien välillä, ja sitä kutsutaan Molekyylien välinen voima. Koska molekyylien väliset voimat ovat yleensä heikompia kuin voimat, jotka pitävät molekyylin atomeja yhdessä, kovalenttisen yhdisteen molekyylit sitoutuvat vähemmän voimalla.

Rauhassa, kovalenttiset yhdisteet ovat melkein aina matalasti sulavia kaasuja, nesteitä tai kiinteitä aineitan. Toisaalta sähköstaattiset voimat, jotka pitävät ioneja yhdessä ionisessa yhdisteessä ne ovat yleensä erittäin vahvojaniin, että ioniset yhdisteet ovat kiinteitä huoneenlämpötilassa ja niillä on korkeat sulamispisteet. Monet ioniset yhdisteet ovat vesiliukoisia, ja niiden vesiliuokset johtavat sähköä, koska nämä yhdisteet ovat vahvoja elektrolyyttejä.

Suurin osa kovalenttiset yhdisteet ovat veteen liukenemattomiaja jos ne liukenevat, sen vesiliuokset kuten tavallista ne eivät johda sähköä koska nämä yhdisteet eivät ole elektrolyyttejä. Sulatut ioniyhdisteet johtavat sähköä, koska ne sisältävät vapaasti liikkuvia kationeja ja anioneja; nestemäiset tai sulatetut kovalenttiset yhdisteet eivät johda sähköä, koska läsnä ei ole ioneja.

Esimerkkejä kovalenttisesti sitoutuneista yhdisteistä

1. Asetyleeni C₂H₂
2. Metaani CH₄
3. Etaani C₂H₆
4. Propaani C₃H₈
5. Butaani C₄H₁₀
6. Bentseeni C₆H₆
7. Tolueeni C₇H₈
8. Metyylialkoholi CH₃vai niin
9. Etyylialkoholi C₂H₅vai niin
10. Propyylialkoholi C₃H₇vai niin
11. Metyylieetteri CH₃OCH₃
12. Metyylietyylieetteri C₂H₅OCH₃
13. Etyylieetteri C₂H₅OC₂H₅
14. Muurahaishappo HCOOH
15. Etikkahappo CH₃COOH
16. Propionihappo C₂H₅COOH
17. Voihappo C₃H₇COOH
18. Hiilidioksidi CO₂
19. Hiilimonoksidi CO
20. Molekyylityppi N₂
21. Molekyylivety H₂