Kovalentinio obligacijų pavyzdys

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

1. Acetilenas C₂H₂
2. Metanas CH₄
3. Etanas C.₂H₆
4. Propanas C₃H₈
5. Butanas C₄H₁₀
6. Benzenas C₆H₆
7. C toluolas₇H₈
8. Metilo alkoholis CH₃Oi
9. Etilo alkoholis C₂H₅Oi
10. Propilo alkoholis C₃H₇Oi
11. Metilo eteris CH₃OCH₃
12. Metilo etilo eteris C.₂H₅OCH₃
13. Etilo eteris C.₂H₅OC₂H₅
14. Skruzdžių rūgštis HCOOH
15. Acto rūgštis CH₃COOH
16. Propiono rūgštis C₂H₅COOH
17. Sviesto rūgštis C₃H₇COOH
18. Anglies dioksidas CO₂
19. Anglies monoksidas CO
20. Molekulinis azotas N₂
21. Molekulinis vandenilis H₂