Przykład wiązania kowalencyjnego

Wiązanie kowalencyjne to ten, w którym dwa atomy łączą się, dzieląc się swoimi elektronami, aby przejść do ukończenia jego Reguł Oktetu.

Historia wiązania kowalencyjnego

Dopiero na początku XX wieku chemicy zaczęli rozumieć, jak i dlaczego powstały molekuły. Pierwszy poważny przełom nastąpił wraz z propozycją: Gilbert Lewis o czym tworzenie wiązania chemicznego sugeruje, że atomy dzielą elektrony. Lewis opisał tworzenie wiązania chemicznego w wodorze jako:

Ten rodzaj parowania elektronów jest przykładem wiązania kowalencyjnego, wiązania, w którym dwa elektrony są wspólne dla dwóch atomów. Związki kowalencyjne Oni są tacy zawierają tylko wiązania kowalencyjne.

Elektrony w wiązaniu kowalencyjnym

Dla uproszczenia wspólna para elektronów jest często przedstawiany jako pojedyncza linia łączenie symboli elementów. Tak więc wiązanie kowalencyjne cząsteczki wodoru jest zapisane jako H-H.

W wiązaniu kowalencyjnym każdy elektron ze wspólnej pary jest przyciągany do jąder obu atomów. To przyciąganie utrzymuje razem dwa atomy w cząsteczce H.

₂ i odpowiada za tworzenie wiązań kowalencyjnych w innych cząsteczkach.

W wiązaniach kowalencyjnych między atomami kilku elektronów uczestniczą tylko elektrony walencyjne, które są najbardziej wysunięte na zewnątrz, na najpłytszym orbicie. Od jednego do trzech z nich będzie uczestniczyć w związku.

Pozostałe elektrony, które nie uczestniczą w wiązaniu, nazywane są Niewiążące elektronylub jeśli zorganizujemy je w parach, Darmowe pary. To znaczy pary elektronów walenckich, które nie brać udziału w tworzeniu obligacji kowalencyjnych.

Reprezentacja wiązania kowalencyjnego

Struktury, z którymi reprezentowane są związki kowalencyjne, takie jak H₂ i F₂ są znane jako Struktury Lewisa. Struktura Lewisa to reprezentacja wiązania kowalencyjnego, gdzie para wspólnych elektronów oznaczone liniami lub jako parami punktów między dwoma atomami, a niewspółdzielone wolne pary są oznaczone jako pary punktów na poszczególnych atomach. W strukturze Lewisa pokazane są tylko elektrony walencyjne, a nie wewnętrzne.

Biorąc pod uwagę strukturę Lewisa dla cząsteczki wody H₂Albo wszystkie elektrony walencyjne atomów wodoru i tlenu są najpierw oznaczone kropkami.

W drugim przypadku link jest oznaczony linią. A wolne pary, które będą istniały tylko w Oxygen, z punktami.

Rządy oktetu

Powstawanie tych cząsteczek, takich jak woda H₂Lub zilustruj wezwanie Reguła oktetu, zaproponowany przez Lewisa: Atom inny niż wodór ma tendencję do tworzenia wiązań, dopóki nie otoczy się osiem elektronów walencyjnychOznacza to, że wiązanie kowalencyjne tworzy się, gdy nie ma wystarczającej liczby elektronów dla każdego pojedynczego atomu, aby uzupełnić swój oktet.

Dzieląc elektrony w wiązaniu kowalencyjnym, każdy atom kończy swój oktet. W przypadku wodoru wymogiem jest uzyskanie konfiguracji elektronowej helu, która ma mieć w sumie dwa elektrony.

Zasada oktetu działa głównie dla elementów drugiego okresu lub wiersza układu okresowego. Te pierwiastki mają podpoziomy, w których może znajdować się łącznie osiem elektronów.

Kiedy atom tych pierwiastków tworzy związek kowalencyjny, uzyskuje konfigurację elektronową neonowego gazu szlachetnego, dzieląc elektrony z innymi atomami tego samego związku.

Rodzaje wiązań kowalencyjnych

Atomy mogą tworzyć różne rodzaje wiązań kowalencyjnych: Single, Doubles lub Triples.

W Proste łącze, dwa atomy są połączone za pomocą Para elektronów. Występują w zdecydowanej większości związków kowalencyjnych i jest to najbardziej podstawowa forma tego wiązania.

W wielu związkach Podwójne linki, czyli gdy dwa atomy współdzielą Dwie pary elektronów. Jeśli dwa atomy dzielą dwie pary elektronów, wiązanie kowalencyjne nazywa się wiązaniem podwójnym. Wiązania te znajdują się w cząsteczkach, takich jak dwutlenek węgla (CO₂) i etylenu (C₂H₄).

ZA Potrójne łącze powstaje, gdy dwa atomy dzielą Trzy pary elektronów, jak w cząsteczce azotu N₂, cząsteczka acetylenu C₂H₂.

Wiązania wielokrotne są krótsze niż pojedyncze wiązania kowalencyjne. Długość łącza jest zdefiniowany jako odległość między jądrami dwóch połączonych atomów przez wiązanie kowalencyjne w cząsteczce.

Różnice między związkami kowalencyjnymi i jonowymi

Związki jonowe i kowalencyjne wykazują znaczne różnice w swoich ogólnych właściwościach fizycznych, ze względu na odmienny charakter wiązań.

w Związki kowalencyjne istnieć dwa rodzaje sił przyciągania; jeden z nich jest ten, który łączy atomy cząsteczki. Ilościową miarą tej atrakcyjności jest energia wiązania. Druga siła przyciągania działa między kompletnymi cząsteczkami i nazywa się Siła międzycząsteczkowa. Ponieważ siły międzycząsteczkowe są zwykle słabsze niż siły, które utrzymują razem atomy cząsteczki, cząsteczki związku kowalencyjnego wiążą się z mniejszą siłą.

W konsekwencji związki kowalencyjne to prawie zawsze gazy, ciecze lub ciała stałe o niskiej temperaturze topnieniamelrzeczownik Z drugiej strony siły elektrostatyczne, które utrzymują jony razem w związku jonowym są zwykle bardzo silne, dzięki czemu związki jonowe są stałe w temperaturze pokojowej i mają wysokie temperatury topnienia. Wiele związków jonowych jest rozpuszczalnych w wodzie, a ich roztwory wodne przewodzą prąd elektryczny, ponieważ związki te są silnymi elektrolitami.

Większość związki kowalencyjne są nierozpuszczalne w wodzie, a jeśli się rozpuszczą, jego wodne roztwory jak zwykle nie przewodzą prądu ponieważ te związki nie są elektrolitami. Stopione związki jonowe przewodzą elektryczność, ponieważ zawierają kationy i aniony, które poruszają się swobodnie; płynne lub stopione związki kowalencyjne nie przewodzą elektryczności, ponieważ nie zawierają jonów.

Przykłady związków związanych kowalencyjnie

1. Acetylen C₂H₂
2. Metan CH₄
3. Etan C₂H₆
4. Propan C₃H₈
5. Butan C₄H₁₀
6. Benzen C₆H₆
7. Toluen C₇H₈
8. Alkohol metylowy CH₃O
9. Alkohol etylowy C₂H₅O
10. Alkohol propylowy C₃H₇O
11. Eter metylowy CH₃OCH₃
12. Eter metylowo-etylowy C₂H₅OCH₃
13. Eter etylowy C₂H₅OC₂H₅
14. Kwas mrówkowy HCOOH
15. Kwas octowy CH₃COOH
16. Kwas propionowy C₂H₅COOH
17. Kwas masłowy C₃H₇COOH
18. Dwutlenek węgla CO₂
19. Tlenek węgla CO
20. Azot cząsteczkowy N₂
21. Wodór cząsteczkowy H₂