Kovalens kötés példa

A Kovalens kötés az, amelyben két atom egyesül elektronjaik megosztásával, hogy teljesítse az Oktett szabályait.

A kovalens kötés története

A vegyészek a 20. század elején kezdték megérteni, hogyan és miért keletkeznek molekulák. Az első nagyobb áttörést a következő javaslat tette Gilbert lewis miről kémiai kötés kialakulása arra utal az atomok megosztják az elektronokat. Lewis a kémiai kötés kialakulását a hidrogénben a következőképpen írta le:

Ez a fajta elektronpárosítás egy példa egy kovalens kötésre, amely kötés két elektront két atom osztozik. A Kovalens vegyületek Ők azok csak kovalens kötéseket tartalmaznak.

Elektronok a kovalens kötésben

Az egyszerűség kedvéért a megosztott elektronpár gyakran úgy képviselik egyvonalas összekötve az elemek szimbólumait. Így a hidrogénmolekula kovalens kötését H-H-nak írják.

A kovalens kötésben a megosztott pár minden elektronja mindkét atom magához vonzódik. Ez a vonzerő tartja össze a H-molekula két atomját.₂ és felelős más molekulákban lévő kovalens kötések kialakulásáért.

Több elektron atomja közötti kovalens kötésekben csak vegyérték elektronok vesznek részt, amelyek a legkülső, a sekélyebb pályán. Közülük egy és hárman vesznek részt az unióban.

A többi elektron, amelyek nem vesznek részt a kötésben, úgynevezettek Nem kötődő elektronok, vagy ha párba rendezzük őket, Ingyenes párok. Vagyis Valencia elektronpárok, amelyek ne vegyenek részt a kovalens kötvényképzésben.

Kovalens kötvényképviselet

A kovalens vegyületek, például a hidrogénatomok₂ és F₂ néven ismertek Lewis szerkezetek. A Lewis-szerkezet a kovalens kötés ábrázolása, ahol a megosztott elektronpár vonalakkal vagy két atom közötti pontpárokként jelölve, és a meg nem osztott szabad párokat pontpárokként jelölik az egyes atomokon. Lewis-struktúrában csak a vegyérték elektronok láthatók, a belső nem.

Figyelembe véve a H vízmolekula Lewis-szerkezetét₂Vagy a hidrogén- és oxigénatom összes vegyérték-elektronját először pontokkal jelölik.

A második esetben a linket vonallal jelöljük. És a szabad párok, amelyek csak oxigénben léteznek, pontokkal.

Az oktett szabálya

Ezen molekulák képződése, hasonlóan a H vízhez₂Vagy illusztrálja a hívást Oktet szabály, javasolta Lewis: A hidrogéntől eltérő atom hajlamos kötéseket kialakítani, amíg körül nem veszi magát nyolc vegyérték elektronVagyis kovalens kötés jön létre, amikor az egyes atomokhoz nincs elegendő elektron az oktettjének kitöltéséhez.

Az elektronok kovalens kötésben való megosztásával minden atom befejezi oktettjét. A hidrogén esetében az a követelmény, hogy megkapja a hélium elektronikus konfigurációját, amelynek összesen két elektronja van.

Az oktett szabály főleg működik a periódusos rendszer második periódusának vagy sorának elemeihez. Ezeknek az elemeknek vannak olyan alszintjei, amelyekben összesen nyolc elektron lehet.

Amikor ezen elemek atomja kovalens vegyületet képez, megkapja a neon nemesgáz elektronikus konfigurációját, megosztva az elektronokat ugyanazon vegyület más atomjaival.

A kovalens kötések típusai

Az atomok különböző típusú kovalens kötéseket alkothatnak: Egyedülálló, páros vagy háromszoros.

A Egyszerű link, két atom összekapcsolódik Elektronpár. A kovalens vegyületek túlnyomó többségében fordulnak elő, és ez a kötés legalapvetőbb formája.

Sok vegyületben Dupla linkek, vagyis amikor két atom osztozik Két elektronpár. Ha két atom két elektronpáron osztozik, akkor a kovalens kötést kettős kötésnek nevezzük. Ezek a kötések olyan molekulákban találhatók, mint a szén-dioxid (CO₂) és etilén (C.₂H₄).

A Hármas link akkor keletkezik, amikor két atom osztozik Három elektronpár, mint a Nitrogén N molekulában₂, az acetilén C molekula₂H₂.

A több kötés rövidebb, mint az egyszeres kovalens kötések. A Link hossza definíciója az két összekapcsolt atom magja közötti távolság kovalens kötéssel egy molekulában.

A kovalens és az ionos vegyületek közötti különbségek

Az ionos és kovalens vegyületek általános fizikai tulajdonságaikban jelentős különbségeket mutatnak, mivel kötéseik különböző természetűek.

Ban,-ben Kovalens vegyületek létezik kétféle vonzó erő; egyikük az az, amely összetartja egy molekula atomjait. Ennek a vonzerőnek kvantitatív mértéke a kötési energia. A másik vonzóerő a teljes molekulák között működik, és hívják Intermolekuláris erő. Mivel az intermolekuláris erők általában gyengébbek, mint azok az erők, amelyek egy molekula atomjait összetartják, a kovalens vegyület molekulái kisebb erővel kötődnek.

Nyugalomban, a kovalens vegyületek szinte mindig alacsony olvadáspontú gázok, folyadékok vagy szilárd anyagokn. Másrészt az elektrosztatikus erők, amelyek összetartják az ionokat ionos vegyületben általában nagyon erősek, így az ionos vegyületek szobahőmérsékleten szilárdak és magas olvadáspontúak. Számos ionos vegyület oldódik vízben, és vizes oldataik villamos energiát vezetnek, mivel ezek a vegyületek erős elektrolitok.

A legtöbb a kovalens vegyületek vízben nem oldódnak, és ha feloldódnak, vizes oldatai mint általában nem vezetnek áramot mert ezek a vegyületek nemelektrolitok. Az olvadt ionos vegyületek vezetik az elektromosságot, mert szabadon mozgó kationokat és anionokat tartalmaznak; a folyékony vagy olvadt kovalens vegyületek nem vezetik az áramot, mert nincsenek ionok.

Példák kovalensen kötött vegyületekre

1. Acetilén C₂H₂
2. Metán CH₄
3. Etán C₂H₆
4. C propán₃H₈
5. Bután C₄H₁₀
6. Benzol C₆H₆
7. Toluol C₇H₈
8. Metil-alkohol CH₃Oh
9. Etil-alkohol C₂H₅Oh
10. Propil-alkohol C₃H₇Oh
11. Metil-éter CH₃OCH₃
12. Metil-etil-éter C₂H₅OCH₃
13. Etil-éter C₂H₅OC₂H₅
14. Hangyasav HCOOH
15. Ecetsav CH₃COOH
16. Propionsav C₂H₅COOH
17. Vajsav C₃H₇COOH
18. Szén-dioxid CO₂
19. Szén-monoxid CO
20. Molekuláris nitrogén N₂
21. Molekuláris hidrogén H₂