Exemplu de legătură covalentă

Legătură covalentă este cel în care doi atomi se unesc împărțind electronii lor, pentru a completa Regulile Octetului.

Istoria legăturii covalente

La începutul secolului al XX-lea, chimiștii au început să înțeleagă cum și de ce s-au format moleculele. Prima descoperire majoră a venit odată cu propunerea de Gilbert Lewis despre ce formarea unei legături chimice implică asta atomii împart electroni. Lewis a descris formarea unei legături chimice în hidrogen ca:

Acest tip de împerechere de electroni este un exemplu de legătură covalentă, o legătură în care doi electroni sunt împărțiți de doi atomi. Compuși covalenți Acestea sunt conțin doar legături covalente.

Electroni în legătura covalentă

Pentru simplitate, pereche electronică comună este adesea reprezentat ca o singura linie conectarea simbolurilor elementelor. Astfel, legătura covalentă a moleculei de hidrogen este scrisă ca H-H.

În legătura covalentă, fiecare electron al perechii partajate este atras de nucleele ambilor atomi. Această atracție ține împreună cei doi atomi din molecula H.

₂ și este responsabil pentru formarea legăturilor covalente în alte molecule.

În legăturile covalente dintre atomii mai multor electroni participă doar electronii de valență, care sunt cele mai exterioare, în cel mai superficial orbital. Între unul și trei dintre ei vor participa la uniune.

Ceilalți electroni, care nu participă la legătură, sunt numiți Electroni fără legătură, sau dacă le organizăm în perechi, Perechi gratuite. Adică perechi de electroni Valencia care nu participați la formarea obligațiunilor covalente.

Reprezentarea legăturii covalente

Structurile cu care sunt reprezentați compușii covalenți, cum ar fi H₂ și F₂ sunt cunoscute sub numele de Structuri Lewis. O structură Lewis este o reprezentarea unei legături covalente, unde perechea de electroni împărțiți indicat prin linii sau ca perechi de puncte între doi atomi, iar perechile libere nepartajate sunt indicate ca perechi de puncte pe atomii individuali. Într-o structură Lewis, sunt prezenți doar electronii de valență, și nu cei interni.

Având în vedere structura Lewis pentru molecula de apă H₂Sau, mai întâi punctați toți electronii de valență ai atomilor de hidrogen și oxigen.

Într-un al doilea caz, legătura este marcată cu o linie. Și perechile libere, care vor exista doar în oxigen, cu puncte.

Regula Octetului

Formarea acestor molecule, precum cele ale apei H₂Sau, ilustrează apelul Regula octetului, propus de Lewis: Un alt atom decât hidrogenul tinde să formeze legături până se înconjoară cu opt electroni de valențăAdică, o legătură covalentă se formează atunci când nu există suficienți electroni pentru fiecare atom individual pentru a-și completa octetul.

Prin împărțirea electronilor într-o legătură covalentă, fiecare atom își completează octetul. Pentru hidrogen, cerința este să obțineți configurația electronică a heliului, care trebuie să aibă un total de doi electroni.

Regula octetului funcționează în principal pentru elementele celei de-a doua perioade sau rândul tabelului periodic. Aceste elemente au subnivele în care pot exista un total de opt electroni.

Când un atom din aceste elemente formează un compus covalent, acesta obține configurația electronică a gazului de neon nobil, împărtășind electroni cu alți atomi din același compus.

Tipuri de obligațiuni covalente

Atomii pot forma diferite tipuri de legături covalente: Simplu, dublu sau triplu.

Într-o Link simplu, doi atomi sunt uniți prin intermediul O pereche de electroni. Ele apar în marea majoritate a compușilor covalenți și este cea mai de bază formă a acestei legături.

În mulți compuși, Linkuri duble, adică atunci când doi atomi se împart Două perechi de electroni. Dacă doi atomi împart două perechi de electroni, legătura covalentă se numește legătură dublă. Aceste legături se găsesc în molecule precum dioxidul de carbon (CO₂) și etilenă (C₂H₄).

A Triple Link apare atunci când doi atomi se împart Trei perechi de electroni, ca și în molecula de azot N₂, molecula de acetilenă C₂H₂.

Legăturile multiple sunt mai scurte decât legăturile covalente simple. Lungimea legăturii este definit ca distanța dintre nucleul a doi atomi uniți printr-o legătură covalentă într-o moleculă.

Diferențele dintre compușii covalenți și ionici

Compușii ionici și covalenți prezintă diferențe marcate în proprietățile lor fizice generale, datorită faptului că legăturile lor sunt de natură diferită.

În Compuși covalenți exista două tipuri de forțe de atracție; unul dintre ei este cel care ține împreună atomii unei molecule. O măsură cantitativă a acestei atracții este energie de legătură. Cealaltă forță de atracție funcționează între moleculele complete și se numește Forța intermoleculară. Deoarece forțele intermoleculare sunt de obicei mai slabe decât forțele care țin împreună atomii unei molecule, moleculele unui compus covalent se leagă cu mai puțină forță.

În consecință, compușii covalenți sunt aproape întotdeauna gaze, lichide sau solide cu temperatură scăzută de topiren. Pe de altă parte, forțele electrostatice care țin ionii laolaltă într-un compus ionic sunt de obicei foarte puternici, astfel încât compușii ionici sunt solizi la temperatura camerei și au puncte de topire ridicate. Mulți compuși ionici sunt solubili în apă, iar soluțiile lor apoase conduc electricitatea deoarece acești compuși sunt electroliți puternici.

Cele mai multe dintre compușii covalenți sunt insolubili în apăși dacă se dizolvă, soluțiile sale apoase ca de obicei nu conduc electricitate deoarece acești compuși sunt nonelectroliți. Compușii ionici topi conduc electricitatea deoarece conțin cationi și anioni care se mișcă liber; compușii covalenți lichizi sau topiți nu conduc electricitatea deoarece nu există ioni prezenți.

Exemple de compuși legați covalent

1. Acetilenă C₂H₂
2. Metan CH₄
3. Etan C₂H₆
4. Propanul C₃H₈
5. Butan C₄H₁₀
6. Benzen C₆H₆
7. Toluen C₇H₈
8. Alcool metilic CH₃Oh
9. Alcool etilic C₂H₅Oh
10. Alcool propilic C₃H₇Oh
11. Eter metilic CH₃OCH₃
12. Etil metil etil C₂H₅OCH₃
13. Eter etilic C₂H₅OC₂H₅
14. Acid formic HCOOH
15. Acid acetic CH₃COOH
16. Acid propionic C₂H₅COOH
17. Acid butiric C₃H₇COOH
18. Dioxid de carbon CO₂
19. CO monoxid de carbon
20. Azot molecular N₂
21. Hidrogen molecular H₂