Exempel på kovalent bindning

De Kovalent bindning är den där två atomer förenas genom att dela sina elektroner, för att slutföra dina Octet-regler.

Historien om den kovalenta obligationen

Det var i början av 1900-talet som kemister började förstå hur och varför molekyler bildades. Det första stora genombrottet kom med förslaget om Gilbert Lewis om vad bildandet av en kemisk bindning antyder det atomer delar elektroner. Lewis beskrev bildandet av en kemisk bindning i väte som:

Denna typ av elektronparning är ett exempel på en kovalent bindning, en bindning i vilken två elektroner delas av två atomer. De Kovalenta föreningar De är det innehåller endast kovalenta bindningar.

Elektroner i den kovalenta bindningen

För enkelhetens skull, delat elektronpar representeras ofta som en kö förbinder elementens symboler. Således skrivs den kovalenta bindningen av väte-molekylen som H-H.

I den kovalenta bindningen, varje elektron i det delade paret attraheras av kärnorna i båda atomerna. Denna attraktion håller de två atomerna i H-molekylen tillsammans.₂ och det är ansvarigt för bildandet av kovalenta bindningar i andra molekyler.

I de kovalenta bindningarna mellan atomer hos flera elektroner endast valenselektroner deltar, som är de yttersta, i den grundaste banan. Mellan en och tre av dem kommer att delta i facket.

De andra elektronerna, som inte deltar i bindningen, kallas Icke-bindande elektroner, eller om vi organiserar dem parvis, Gratis par. Det vill säga par Valencia-elektroner det delta inte i kovalent bindning.

Kovalent obligationsrepresentation

Strukturerna med vilka kovalenta föreningar representeras, såsom H₂ och F₂ är kända som Lewis strukturer. En Lewis-struktur är en representation av en kovalent bindning, där paret delade elektroner indikeras med linjer eller som par av punkter mellan två atomeroch de odelade fria paren indikeras som par av punkter på de enskilda atomerna. I en Lewis-struktur visas endast valenselektronerna och inte de inre.

Med tanke på Lewis-strukturen för vattenmolekylen H₂Eller, alla valenselektroner i vätgas- och syreatomerna är markerade först med prickar.

I ett andra fall är länken markerad med en rad. Och de fria paren, som bara kommer att finnas i syre, med poäng.

Oktettens regel

Bildningen av dessa molekyler, liksom de för vatten H₂Eller illustrera samtalet Oktettregel, föreslagen av Lewis: En annan atom än väte tenderar att bilda bindningar tills den omger sig med åtta valenselektronerDet vill säga en kovalent bindning bildas när det inte finns tillräckligt med elektroner för varje enskild atom för att slutföra sin oktett.

Genom att dela elektroner i en kovalent bindning, varje atom fullbordar sin oktett. För väte är kravet att du får elektronkonfigurationen för Helium, som är att ha totalt två elektroner.

Oktettregeln fungerar främst för elementen i den andra perioden eller raden i det periodiska systemet. Dessa element har undernivåer där det kan finnas totalt åtta elektroner.

När en atom av dessa element bildar en kovalent förening, erhåller den elektroniska konfigurationen av den ädla neongasen och delar elektroner med andra atomer i samma förening.

Typer av kovalenta obligationer

Atomer kan bilda olika typer av kovalenta obligationer: Singlar, dubbel eller trippel.

I en Enkel länk, är två atomer förenade med hjälp av Ett par elektroner. De förekommer i de allra flesta kovalenta föreningar, och det är den mest grundläggande formen av denna bindning.

I många föreningar, Dubbellänkar, det vill säga när två atomer delar Två par elektroner. Om två atomer delar två par elektroner kallas den kovalenta bindningen en dubbelbindning. Dessa bindningar finns i molekyler som koldioxid (CO₂) och eten (C₂H₄).

A Triple Link uppstår när två atomer delar Tre par elektroner, som i kväve N-molekylen₂Acetylen C-molekylen₂H₂.

Flera bindningar är kortare än enstaka kovalenta bindningar. De Länklängd definieras som avståndet mellan kärnan i två förenade atomer genom en kovalent bindning i en molekyl.

Skillnader mellan kovalenta och joniska föreningar

Joniska och kovalenta föreningar uppvisar markanta skillnader i deras allmänna fysikaliska egenskaper på grund av att deras bindningar har olika natur.

I Kovalenta föreningar existera två typer av attraktiva krafter; en av dem är den som håller samman atomerna i en molekyl. Ett kvantitativt mått på denna attraktion är bindande energi. Den andra attraktionskraften fungerar mellan de fullständiga molekylerna och kallas Intermolekylär kraft. Eftersom intermolekylära krafter vanligtvis är svagare än krafterna som håller atomerna i en molekyl samman, binder molekylerna i en kovalent förening med mindre kraft.

I consecuense, kovalenta föreningar är nästan alltid lågsmältande gaser, vätskor eller fasta ämnenn. Å andra sidan de elektrostatiska krafterna som håller jonerna ihop i en jonförening är de vanligtvis mycket starkaså att jonföreningar är fasta vid rumstemperatur och har höga smältpunkter. Många jonföreningar är lösliga i vatten, och deras vattenlösningar leder elektricitet eftersom dessa föreningar är starka elektrolyter.

De flesta av kovalenta föreningar är olösliga i vattenoch om de löses upp, dess vattenlösningar som vanligt de leder inte el eftersom dessa föreningar är icke-elektrolyter. Smälta jonföreningar leder elektricitet eftersom de innehåller katjoner och anjoner som rör sig fritt; flytande eller smälta kovalenta föreningar leder inte elektricitet eftersom det inte finns några joner närvarande.

Exempel på kovalent bundna föreningar

1. Acetylen C₂H₂
2. Metan CH₄
3. Etan C₂H₆
4. Propan C₃H₈
5. Butan C₄H₁₀
6. Bensen C₆H₆
7. Toluen C₇H₈
8. Metylalkohol CH₃Åh
9. Etylalkohol C₂H₅Åh
10. Propylalkohol C₃H₇Åh
11. Metyleter CH₃OCH₃
12. Metyletyleter C₂H₅OCH₃
13. Etyleter C₂H₅OC₂H₅
14. Myrsyra HCOOH
15. Ättiksyra CH₃COOH
16. Propionsyra C₂H₅COOH
17. Smörsyra C₃H₇COOH
18. Koldioxid CO₂
19. Kolmonoxid CO
20. Molekylärt kväve N₂
21. Molekylärt väte H₂