Kovalent obligasjonseksempel

De Kovalent binding er den der to atomer forenes ved å dele elektronene sine, for å fullføre Oktettens regler.

Historien om den kovalente obligasjonen

Det var tidlig på 1900-tallet at kjemikere begynte å forstå hvordan og hvorfor molekyler ble dannet. Det første store gjennombruddet kom med proposisjonen om Gilbert Lewis om hva dannelsen av en kjemisk binding impliserer at atomer deler elektroner. Lewis beskrev dannelsen av en kjemisk binding i hydrogen som:

Denne typen elektronparring er et eksempel på en kovalent binding, en binding der to elektroner deles av to atomer. De Kovalente forbindelser De er det inneholder bare kovalente bindinger.

Elektroner i den kovalente bindingen

For enkelhetens skyld delt elektronpar blir ofte representert som enkel linje kobler symbolene til elementene. Dermed skrives den kovalente bindingen til hydrogenmolekylet som H-H.

I den kovalente bindingen, hvert elektron av det delte paret tiltrekkes av kjernene til begge atomene. Denne attraksjonen holder de to atomene i H-molekylet sammen.

₂ og det er ansvarlig for dannelsen av kovalente bindinger i andre molekyler.

I de kovalente bindinger mellom atomer på flere elektroner bare valenselektroner deltar, som er ytterst, i den grunne bane. Mellom en og tre av dem vil delta i fagforeningen.

De andre elektronene, som ikke deltar i bindingen, kalles Ikke-bindende elektroner, eller hvis vi organiserer dem parvis, Gratis par. Det vil si par Valencia-elektroner det ikke delta i kovalent obligasjonsdannelse.

Kovalent obligasjonsrepresentasjon

Strukturene som kovalente forbindelser er representert med, slik som H₂ og F₂ er kjent som Lewis strukturer. En Lewis-struktur er en representasjon av en kovalent binding, hvor paret delte elektroner angitt med linjer eller som par av punkter mellom to atomer, og ikke delte gratis par er indikert som par av punkter på de enkelte atomer. I en Lewis-struktur vises bare valenselektronene, og ikke de indre.

Tatt i betraktning Lewis-strukturen for vannmolekylet H₂Eller, alle valenselektronene til hydrogen- og oksygenatomene blir først merket med prikker.

I et annet tilfelle er lenken merket med en linje. Og de gratis parene, som bare vil eksistere i Oxygen, med poeng.

Oktettens regel

Dannelsen av disse molekylene, som de for vann H₂Eller illustrer samtalen Oktettregel, foreslått av Lewis: Et annet atom enn Hydrogen har en tendens til å danne bindinger til det omgir seg med åtte valenselektronerDet vil si at en kovalent binding dannes når det ikke er nok elektroner for hvert enkelt atom til å fullføre oktetten.

Ved å dele elektroner i en kovalent binding, hvert atom fullfører sin oktett. For Hydrogen er kravet at du får den elektroniske konfigurasjonen av Helium, som er å ha totalt to elektroner.

Oktettregelen fungerer hovedsakelig for elementene i den andre perioden eller raden i det periodiske systemet. Disse elementene har undernivåer hvor det totalt kan være åtte elektroner.

Når et atom av disse elementene danner en kovalent forbindelse, oppnår den den elektroniske konfigurasjonen av Neon edelgass, og deler elektroner med andre atomer i samme forbindelse.

Typer kovalente obligasjoner

Atomer kan danne forskjellige typer kovalente obligasjoner: Singler, dobbeltrom eller trippel.

I en Enkel lenke, to atomer er sammenføyd ved hjelp av Et par elektroner. De forekommer i de aller fleste kovalente forbindelser, og det er den mest grunnleggende formen for denne bindingen.

I mange forbindelser, Dobbeltkoblinger, det vil si når to atomer deler To par elektroner. Hvis to atomer deler to par elektroner, kalles den kovalente bindingen en dobbeltbinding. Disse bindingene finnes i molekyler som karbondioksid (CO₂) og etylen (C₂H₄).

EN Triple Link oppstår når to atomer deler Tre par elektroner, som i nitrogenmolekylet N₂, acetylen C-molekylet₂H₂.

Flere bindinger er kortere enn enkelt kovalente bindinger. De Koblingslengde er definert som avstand mellom kjernen til to sammenføyde atomer ved en kovalent binding i et molekyl.

Forskjeller mellom kovalente og ioniske forbindelser

Ioniske og kovalente forbindelser presenterer markante forskjeller i deres generelle fysiske egenskaper, på grunn av at deres bindinger er av forskjellig art.

I Kovalente forbindelser eksistere to typer attraktive krefter; en av dem er den som holder atomene til et molekyl sammen. Et kvantitativt mål på denne attraksjonen er bindende energi. Den andre tiltrekningskraften fungerer mellom de komplette molekylene, og kalles Intermolekylær kraft. Siden intermolekylære krefter vanligvis er svakere enn kreftene som holder atomene i et molekyl sammen, binder molekylene til en kovalent forbindelse med mindre kraft.

I consuuense, kovalente forbindelser er nesten alltid lavtsmeltende gasser, væsker eller faste stoffern. På den annen side, de elektrostatiske kreftene som holder ionene sammen i en ionisk forbindelse er de vanligvis veldig sterkeslik at ioniske forbindelser er faste ved romtemperatur og har høye smeltepunkter. Mange ioniske forbindelser er oppløselige i vann, og deres vandige løsninger leder elektrisitet fordi disse forbindelsene er sterke elektrolytter.

Mesteparten av kovalente forbindelser er uoppløselige i vann, og hvis de oppløses, dens vandige løsninger som vanlig de leder ikke strøm fordi disse forbindelsene er ikke-elektrolytter. Smeltede ioniske forbindelser leder elektrisitet fordi de inneholder kationer og anioner som beveger seg fritt; flytende eller smeltede kovalente forbindelser leder ikke elektrisitet fordi det ikke er ioner tilstede.

Eksempler på kovalent bundne forbindelser

1. Acetylen C₂H₂
2. Metan CH₄
3. Etan C₂H₆
4. Propan C₃H₈
5. Butan C₄H₁₀
6. Benzen C₆H₆
7. Toluen C₇H₈
8. Metylalkohol CH₃Åh
9. Etylalkohol C₂H₅Åh
10. Propylalkohol C₃H₇Åh
11. Metyleter CH₃OCH₃
12. Metyletyleter C₂H₅OCH₃
13. Etyleter C₂H₅OC₂H₅
14. Myrsyre HCOOH
15. Eddiksyre CH₃COOH
16. Propionsyre C₂H₅COOH
17. Smørsyre C₃H₇COOH
18. Kullsyre CO₂
19. Karbonmonoksid CO
20. Molekylært nitrogen N₂
21. Molekylært hydrogen H₂