Kovalentinio obligacijų pavyzdys
Chemija / / July 04, 2021
Kovalentinis ryšys yra ta, kurioje du atomai susijungia dalindamiesi savo elektronais, eiti užbaigti aštuoneto taisykles.
Kovalentinio obligacijos istorija
Būtent 20 amžiaus pradžioje chemikai pradėjo suprasti, kaip ir kodėl susidaro molekulės. Pirmasis didelis proveržis buvo pasiūlymas Gilbertas Lewisas apie ką susidaro cheminis ryšys reiškia tai atomai dalijasi elektronais. Lewisas apibūdino cheminės jungties susidarymą vandenilyje:
Šio tipo elektronų poravimas yra kovalentinės obligacijos pavyzdys, jungtis, kurioje du elektronus dalijasi du atomai. The Kovalentiniai junginiai Jie tokie turi tik kovalentinius ryšius.
Elektronai kovalentinėje jungtyje
Dėl paprastumo, bendra elektronų pora dažnai atstovaujama kaip viena linija jungiantis elementų simbolius. Taigi vandenilio molekulės kovalentinis ryšys rašomas kaip H-H.
Kovalentinėje jungtyje kiekvienas bendros poros elektronas traukia abiejų atomų branduoliai. Ši atrakcija kartu laiko du H molekulės atomus.2 ir jis yra atsakingas už kovalentinių ryšių susidarymą kitose molekulėse.
Kovalentiniuose ryšiuose tarp kelių elektronų atomų dalyvauja tik valentiniai elektronai, kurie yra tolimiausi, sekliausioje orbitoje. Sąjungoje dalyvaus nuo vieno iki trijų.
Kiti elektronai, kurie nedalyvauja jungtyje, vadinami Nesusiję elektronaiarba jei juos organizuosime poromis, Nemokamos poros. Tai yra Valensijos elektronų poros nedalyvaukite kovalentinių obligacijų formavime.
Kovalentinis obligacijų atstovavimas
Struktūros, su kuriomis yra pavaizduoti kovalentiniai junginiai, tokie kaip H2 ir F2 yra žinomi kaip Lewiso struktūros. Lewiso struktūra yra a kovalentinio ryšio atstovavimas, kur bendrų elektronų pora nurodytos linijomis arba taškų poromis tarp dviejų atomų, o nepasidalintos laisvos poros nurodomos kaip taškų poros ant atskirų atomų. Lewiso struktūroje rodomi tik valentiniai elektronai, o ne vidiniai.
Atsižvelgiant į vandens molekulės H Lewiso struktūrą2Arba visi vandenilio ir deguonies atomų valentiniai elektronai pirmiausia pažymėti taškais.
Antruoju atveju nuoroda pažymima linija. Ir laisvos poros, kurios gyvuos tik deguonyje, su taškais.
Aštuoneto taisyklė
Šių molekulių, kaip ir vandens H, susidarymas2Arba iliustruokite skambutį Aštuoneto taisyklė, pasiūlė Lewisas: Atomas, išskyrus vandenilį, linkęs užmegzti ryšius tol, kol jis supa save aštuoni valentiniai elektronaiTai yra, kovalentinis ryšys susidaro, kai kiekvienam atskiram atomui nėra pakankamai elektronų, kad užbaigtų jo oktetą.
Dalindamiesi elektronais kovalentiniu ryšiu, kiekvienas atomas užbaigia savo oktetą. Vandenilio atveju reikalaujama, kad jūs gautumėte elektroninę helio konfigūraciją, kurioje turi būti iš viso du elektronai.
Okteto taisyklė veikia daugiausia antrojo periodo arba periodinės lentelės eilutės elementams. Šie elementai turi porūšius, kuriuose iš viso gali būti aštuoni elektronai.
Kai šių elementų atomas sudaro kovalentinį junginį, jis gauna elektroninę neoninių tauriųjų dujų konfigūraciją, dalydamasis elektronais su kitais to paties junginio atomais.
Kovalentinių obligacijų tipai
Atomai gali sudaryti skirtingų tipų kovalentines obligacijas: Vienišiai, dviviečiai ar triviečiai.
A Paprasta nuoroda, du atomai sujungiami Elektronų pora. Jie atsiranda daugumoje kovalentinių junginių, ir tai yra pagrindinė šio ryšio forma.
Daugelyje junginių Dvigubos nuorodos, tai yra, kai du atomai dalijasi Dvi elektronų poros. Jei du atomai dalijasi dviem elektronų poromis, kovalentinė jungtis vadinama dviguba jungtimi. Šie ryšiai yra tokiose molekulėse kaip anglies dioksidas (CO2) ir etileno (C.2H4).
A „Triple Link“ atsiranda, kai du atomai dalijasi Trys elektronų poros, kaip ir azoto N molekulėje2, acetileno C molekulė2H2.
Keli ryšiai yra trumpesni už pavienius kovalentinius ryšius. The Nuorodos ilgis yra apibrėžiamas kaip atstumas tarp dviejų sujungtų atomų branduolio kovalentiniu ryšiu molekulėje.
Kovalentinių ir joninių junginių skirtumai
Joniniai ir kovalentiniai junginiai turi ryškių savo fizinių savybių skirtumų dėl to, kad jų ryšiai yra skirtingo pobūdžio.
Viduje konors Kovalentiniai junginiai egzistuoti dviejų tipų patrauklios jėgos; vienas iš jų yra tas, kuris laiko kartu molekulės atomus. Kiekybinis šios traukos matas yra jungiamoji energija. Kita traukos jėga veikia tarp visų molekulių ir yra vadinama Tarpmolekulinė jėga. Kadangi tarpmolekulinės jėgos paprastai yra silpnesnės už jėgas, kurios kartu laiko molekulės atomus, kovalentinio junginio molekulės jungiasi su mažesne jėga.
Saugiai, kovalentiniai junginiai beveik visada yra mažai tirpstančios dujos, skysčiai ar kietosios medžiagosn. Kita vertus, elektrostatinės jėgos, laikančios jonus kartu joniniame junginyje jie paprastai yra labai stiprūs, todėl joniniai junginiai kambario temperatūroje yra kieti ir turi aukštą lydymosi temperatūrą. Daugelis joninių junginių tirpsta vandenyje, o jų vandeniniai tirpalai praleidžia elektrą, nes šie junginiai yra stiprūs elektrolitai.
Dauguma kovalentiniai junginiai netirpsta vandenyjeir jei jie ištirps, jo vandeniniai tirpalai kaip visada jie nevadina elektros energijos nes šie junginiai yra neelektrolitai. Ištirpę joniniai junginiai praleidžia elektrą, nes juose yra laisvai judančių katijonų ir anijonų; skysti arba išlydyti kovalentiniai junginiai nevadina elektros energijos, nes jose nėra jonų.
Kovalentiškai surištų junginių pavyzdžiai
- Acetilenas C2H2
- Metanas CH4
- Etanas C.2H6
- Propanas C3H8
- Butanas C4H10
- Benzenas C6H6
- C toluolas7H8
- Metilo alkoholis CH3Oi
- Etilo alkoholis C2H5Oi
- Propilo alkoholis C3H7Oi
- Metilo eteris CH3OCH3
- Metilo etilo eteris C.2H5OCH3
- Etilo eteris C.2H5OC2H5
- Skruzdžių rūgštis HCOOH
- Acto rūgštis CH3COOH
- Propiono rūgštis C2H5COOH
- Sviesto rūgštis C3H7COOH
- Anglies dioksidas CO2
- Anglies monoksidas CO
- Molekulinis azotas N2
- Molekulinis vandenilis H2