Príklad kovalentného dlhopisu

The Kovalentná väzba je ten, v ktorom dva atómy sa zjednocujú zdieľaním svojich elektrónov, dokončiť svoje Pravidlá oktetu.

História kovalentného dlhopisu

Bolo to na začiatku 20. storočia, keď chemici začali chápať, ako a prečo sa molekuly formovali. Prvý zásadný prielom prišiel s návrhom Gilbert Lewis o čom vznik chemickej väzby z toho vyplýva atómy zdieľajú elektróny. Lewis opísal vznik chemickej väzby vo vodíku ako:

Tento typ párovania elektrónov je príkladom kovalentnej väzby, väzby, v ktorej dva elektróny sú zdieľané dvoma atómami. The Kovalentné zlúčeniny To sú oni obsahujú iba kovalentné väzby.

Elektróny v kovalentnej väzbe

Pre jednoduchosť zdieľaný elektrónový pár je často reprezentovaný ako jedna čiara spájanie symbolov prvkov. Kovalentná väzba molekuly vodíka je teda napísaná ako H-H.

V kovalentnej väzbe je každý elektrón zdieľaného páru je priťahovaný k jadrám oboch atómov. Táto príťažlivosť drží dva atómy v molekule H pohromade.₂ a je zodpovedný za tvorbu kovalentných väzieb v iných molekulách.

V kovalentných väzbách medzi atómami niekoľkých elektrónov zúčastňujú sa iba valenčné elektróny, ktoré sú najvzdialenejšie, na najplytšej obežnej dráhe. Jeden až traja z nich sa zúčastnia na únii.

Ostatné elektróny, ktoré sa nezúčastňujú väzby, sa nazývajú Neväzbové elektróny, alebo ak ich organizujeme vo dvojiciach, Páry zadarmo. To znamená, že dvojica Valencia Electrons to nezúčastňujte sa na vytváraní kovalentných dlhopisov.

Zastúpenie kovalentných dlhopisov

Štruktúry, s ktorými sú zastúpené kovalentné zlúčeniny, napríklad H₂ a F₂ sú známe ako Lewisove štruktúry. Lewisova štruktúra je a reprezentácia kovalentnej väzby, kde je dvojica zdieľaných elektrónov označené čiarami alebo ako páry bodov medzi dvoma atómamia nezdieľané voľné páry sú označené ako páry bodov na jednotlivých atómoch. V Lewisovej štruktúre sú zobrazené iba valenčné elektróny, a nie vnútorné.

Ak vezmeme do úvahy Lewisovu štruktúru pre molekulu vody H₂Alebo sú všetky valenčné elektróny atómov vodíka a kyslíka označené najskôr bodkami.

V druhom prípade je odkaz označený čiarou. A voľné páry, ktoré budú existovať iba v kyslíku, s bodmi.

Pravidlo oktetu

Tvorba týchto molekúl, podobne ako vo vode H.₂Alebo hovor ilustrujte Oktetové pravidlo, navrhnutý Lewisom: Atóm iný ako vodík má tendenciu vytvárať väzby, kým sa obklopí osem valenčných elektrónovTo znamená, že sa vytvorí kovalentná väzba, keď nie je pre každý jednotlivý atóm dostatok elektrónov na dokončenie jeho okteta.

Zdieľaním elektrónov v kovalentnej väzbe každý atóm dopĺňa svoj oktet. Pokiaľ ide o vodík, je potrebné, aby ste získali elektronickú konfiguráciu hélia, ktorá má mať celkovo dva elektróny.

Funguje hlavne pravidlo oktetu pre prvky druhej periódy alebo riadku periodickej tabuľky. Tieto prvky majú podúrovne, v ktorých môže byť celkom osem elektrónov.

Keď atóm týchto prvkov vytvorí kovalentnú zlúčeninu, získa elektronickú konfiguráciu neónového ušľachtilého plynu, pričom bude zdieľať elektróny s inými atómami v tej istej zlúčenine.

Druhy kovalentných dlhopisov

Atómy môžu vytvárať rôzne typy kovalentných dlhopisov: Dvojhra, štvorhra alebo trojhra.

V Simple Link, dva atómy sú spojené pomocou Dvojica elektrónov. Vyskytujú sa v prevažnej väčšine kovalentných zlúčenín a je to najzákladnejšia forma tejto väzby.

V mnohých zlúčeninách Dvojité odkazy, to znamená, keď zdieľajú dva atómy Dva páry elektrónov. Ak dva atómy zdieľajú dva páry elektrónov, kovalentná väzba sa nazýva dvojitá väzba. Tieto väzby sa nachádzajú v molekulách ako oxid uhličitý (CO₂) a etylén (C.₂H₄).

A Triple Link vzniká, keď sa delia dva atómy Tri páry elektrónov, ako v molekule dusíka N₂, molekula acetylénu C.₂H₂.

Viacnásobné väzby sú kratšie ako jednotlivé kovalentné väzby. The Dĺžka odkazu je definované ako vzdialenosť medzi jadrom dvoch spojených atómov kovalentnou väzbou v molekule.

Rozdiely medzi kovalentnými a iónovými zlúčeninami

Iónové a kovalentné zlúčeniny vykazujú značné rozdiely vo svojich všeobecných fyzikálnych vlastnostiach v dôsledku skutočnosti, že ich väzby majú rôznu povahu.

V Kovalentné zlúčeniny existujú dva druhy atraktívnych síl; jedným z nich je ten, ktorý drží pohromade atómy molekuly. Kvantitatívnym opatrením tejto príťažlivosti je väzbová energia. Ďalšia príťažlivá sila pôsobí medzi úplnými molekulami a nazýva sa Medzimolekulová sila. Pretože medzimolekulárne sily sú zvyčajne slabšie ako sily, ktoré držia atómy molekuly pohromade, molekuly kovalentnej zlúčeniny sa viažu s menšou silou.

V dôsledku toho kovalentné zlúčeniny sú takmer vždy plyny, kvapaliny alebo pevné látky s nízkou teplotou topenian. Na druhej strane elektrostatické sily, ktoré držia ióny pohromade v iónovej zlúčenine sú zvyčajne veľmi silné, takže iónové zlúčeniny sú pri izbovej teplote tuhé a majú vysoké teploty topenia. Mnoho iónových zlúčenín je rozpustných vo vode a ich vodné roztoky vedú elektrinu, pretože sú to silné elektrolyty.

Väčšina z kovalentné zlúčeniny sú nerozpustné vo vode, a ak sa rozpustia, jeho vodné roztoky ako zvyčajne nevedú elektrinu pretože tieto zlúčeniny sú neelektrolyty. Roztopené iónové zlúčeniny vedú elektrinu, pretože obsahujú katióny a anióny, ktoré sa voľne pohybujú; kvapalné alebo roztavené kovalentné zlúčeniny nevedú elektrinu, pretože nie sú prítomné žiadne ióny.

Príklady kovalentne viazaných zlúčenín

1. Acetylén C.₂H₂
2. Metán CH₄
3. Etán C.₂H₆
4. Propán C.₃H₈
5. Bután C.₄H₁₀
6. Benzén C.₆H₆
7. Toluén C.₇H₈
8. Metylalkohol CH₃Oh
9. Etylalkohol C.₂H₅Oh
10. Propylalkohol C.₃H₇Oh
11. Metyléter CH₃OCH₃
12. Metyletyléter C₂H₅OCH₃
13. Etyléter C.₂H₅OC₂H₅
14. Kyselina mravčia HCOOH
15. Kyselina octová CH₃COOH
16. Kyselina propionová C.₂H₅COOH
17. Kyselina maslová C.₃H₇COOH
18. Oxid uhličitý CO₂
19. Oxid uhoľnatý CO
20. Molekulárny dusík N₂
21. Molekulárny vodík H₂