Приклад ковалентного зв'язку

Ковалентний зв’язок є той, в якому два атоми об'єднуються, ділячись своїми електронами, щоб виконати свої Правила Октету.

Історія ковалентного зв’язку

На початку 20 століття хіміки почали розуміти, як і чому утворюються молекули. Перший великий прорив відбувся із пропозицією Гілберт Льюїс про що утворення хімічного зв’язку означає, що атоми діляться електронами. Льюїс описав утворення хімічного зв'язку у Гідрогені як:

Цей тип сполучення електронів є прикладом ковалентного зв’язку, зв’язку в якому два електрони діляться двома атомами. Ковалентні сполуки Вони такі містять лише ковалентні зв’язки.

Електрони в ковалентному зв’язку

Для простоти спільна електронна пара часто представляється як один рядок підключення символів елементів. Таким чином, ковалентний зв’язок молекули Гідрогену записується як Н-Н.

У ковалентному зв'язку кожен електрон спільної пари притягується до ядер обох атомів. Цей атракціон утримує два атоми в молекулі Н разом.₂ і він відповідає за утворення ковалентних зв’язків в інших молекулах.

У ковалентних зв’язках між атомами декількох електронів беруть участь лише валентні електрони, які є найбільш зовнішніми, на найдрібнішій орбіталі. Від одного до трьох із них візьмуть участь у спілці.

Інші електрони, які не беруть участі у зв'язку, називаються Незв’язувальні електрони, або якщо ми організуємо їх у парах, Безкоштовні пари. Тобто пари Валенсії Електрони, які не беруть участі у формуванні ковалентних зв’язків.

Представлення ковалентних зв’язків

Структури, з якими представлені ковалентні сполуки, такі як Н₂ та F₂ відомі як Структури Льюїса. Структура Льюїса - це представлення ковалентного зв’язку, де пара спільних електронів позначені лініями або як пари точок між двома атомами, а неподілені вільні пари позначаються як пари точок на окремих атомах. У структурі Льюїса показано лише валентні електрони, а не внутрішні.

Розглядаючи структуру Льюїса для молекули води H₂Або всі валентні електрони атомів Гідрогену та Оксигену позначені спочатку крапками.

У другому випадку посилання позначається рядком. І вільні пари, які існуватимуть лише в кисні, з балами.

Правило Октету

Утворення цих молекул, як у води H₂Або проілюструйте дзвінок Правило октету, запропонований Льюїсом: Атом, відмінний від Гідрогену, має тенденцію утворювати зв’язки, поки не оточує себе вісім валентних електронівТобто ковалентний зв’язок утворюється тоді, коли для кожного окремого атома не вистачає електронів, щоб завершити свій октет.

Поділяючи електрони в ковалентному зв'язку, кожен атом завершує свій октет. Для Гідрогену вимога полягає в тому, щоб ви отримали електронну конфігурацію гелію, яка повинна мати в цілому два електрони.

Правило октету працює переважно для елементів другого періоду або рядка періодичної таблиці. Ці елементи мають підрівні, в яких може бути загалом вісім електронів.

Коли атом з цих елементів утворює ковалентну сполуку, він отримує електронну конфігурацію Неонового Благородного Газу, ділячись електронами з іншими атомами в цій же сполуці.

Типи ковалентних зв’язків

Атоми можуть утворювати різні типи ковалентних зв’язків: Одиночні, парні чи тримісні.

В Просте посилання, два атоми з'єднані за допомогою Пара електронів. Вони зустрічаються у переважній більшості ковалентних сполук, і це найосновніша форма цього зв’язку.

У багатьох сполуках Подвійні посилання, тобто коли два атоми діляться Дві пари електронів. Якщо два атоми ділять дві пари електронів, то ковалентний зв’язок називається подвійним зв’язком. Ці зв'язки містяться в таких молекулах, як вуглекислий газ (CO₂) та етилену (C₂H₄).

A Потрійне посилання виникає, коли два атоми діляться Три пари електронів, як у молекулі азоту N₂, молекула ацетилену С₂H₂.

Множинні зв’язки коротші за одинарні ковалентні зв’язки. Довжина посилання визначається як відстань між ядром двох з’єднаних атомів за допомогою ковалентного зв’язку в молекулі.

Відмінності між ковалентними та іонними сполуками

Іонні та ковалентні сполуки мають помітні відмінності в їх загальних фізичних властивостях через те, що їх зв'язки мають різну природу.

В Ковалентні сполуки існувати два типи сил притягання; одна з них є той, який утримує разом атоми молекули. Кількісною мірою цього залучення є енергія зв'язку. Інша сила притягання діє між цілими молекулами і називається Міжмолекулярна сила. Оскільки міжмолекулярні сили зазвичай слабкіші за сили, що утримують атоми молекули разом, молекули ковалентної сполуки зв’язуються менш міцно.

Послідовно, ковалентні сполуки - це майже завжди легкоплавкі гази, рідини або тверді речовинип. З іншого боку, електростатичні сили, що утримують іони разом в іонній сполуці вони зазвичай дуже сильні, так що іонні сполуки тверді при кімнатній температурі і мають високі температури плавлення. Багато іонних сполук розчиняються у воді, і їх водні розчини проводять електрику, оскільки ці сполуки є сильними електролітами.

Більшість з ковалентні сполуки не розчиняються у воді, і якщо вони розчиняться, його водних розчинів як завжди вони не проводять електрику оскільки ці сполуки є неелектролітами. Розплавлені іонні сполуки проводять електрику, оскільки містять катіони та аніони, які вільно рухаються; рідкі або розплавлені ковалентні сполуки не проводять електрику, оскільки в них відсутні іони.

Приклади ковалентно зв’язаних сполук

1. Ацетилен С₂H₂
2. Метан СН₄
3. Етан С₂H₆
4. Пропан С₃H₈
5. Бутан С₄H₁₀
6. Бензол С₆H₆
7. Толуол С₇H₈
8. Метиловий спирт CH₃О
9. Етиловий спирт С₂H₅О
10. Пропіловий спирт С₃H₇О
11. Метиловий ефір СН₃ОХ₃
12. Метиловий етиловий ефір C₂H₅ОХ₃
13. Етиловий ефір C₂H₅OC₂H₅
14. Мурашина кислота HCOOH
15. Оцтова кислота СН₃КУХ
16. Пропіонова кислота С₂H₅КУХ
17. Масляна кислота С₃H₇КУХ
18. Вуглекислий газ CO₂
19. Чадний газ СО
20. Молекулярний азот N₂
21. Молекулярний водень H₂