КОВАЛЕНТНА ВЕЗА: КАРАКТЕРИСТИКЕ, СВОЈСТВА И ПРИМЕРИ - ХЕМИЈА - 2025

У ковалентне везе су врста везе између атома који формирају молекуле кроз дељење електрона паровима. Ове везе, које представљају прилично стабилну равнотежу између сваке врсте, омогућавају сваком атому да постигне стабилност своје електронске конфигурације.

Ове везе су формиране у једнократним, двоструким или троструким верзијама и имају поларне и неполарне карактере. Атоми могу привући и друге врсте и на тај начин омогућити стварање хемијских једињења. До овог споја могу да се јаве различите силе, стварајући слабу или јаку привлачност, јонске ликове или размену електрона.

Ковалентне везе сматрају се "јаким" везама. За разлику од других јаких веза (јонске везе), ковалентне се обично јављају у неметалним атомима и код оних које имају сличне афинитете према електронима (сличне електронегативности), чине ковалентне везе слабе и захтева им мање енергије да се разбију.

У овој врсти везе обично се користи такозвано октетово правило да се процени број атома који се дели: ово правило каже да је сваки атом у молекули потребан 8 валентних електрона да би остали стабилни. Дељењем морају постићи губитак или добитак електрона између врста.

карактеристике

На ковалентне везе утиче електронегативно својство сваког од атома који су укључени у интеракцију парова електрона; Када имате атом са знатно већом електронегативношћу од другог атома у спојници, формираће се поларна ковалентна веза.

Међутим, када оба атома имају слично електронегативно својство, формираће се неполарна ковалентна веза. То се дешава зато што ће електрони највише електронегативне врсте бити више везани за овај атом него у случају оне са најмање електронегативности.

Вриједно је напоменути да ниједна ковалентна веза није потпуно егалитарна, осим ако су два укључена атома идентична (и самим тим имају исту електронегативност).

Тип ковалентне везе зависи од разлике у електронегативности између врста, где вредност између 0 и 0,4 резултира неполарном везом, а разлика од 0,4 до 1,7 резултира поларном везом ( Јонске везе се појављују од 1.7).

Неполарна ковалентна веза

Неполарна ковалентна веза настаје када су електрони подељени подједнако између атома. То се обично дешава када два атома имају сличан или једнак електронски афинитет (исте врсте). Што су сличније вредности афинитета електрона између укључених атома, јача је резултирајућа привлачност.

То се обично дешава у молекулама гаса, познатим и као дијатомејски елементи. Неполарне ковалентне везе раде исте природе као и поларне (атом са већом електронегативношћу ће јаче привлачити електрон или електроне другог атома).

Међутим, у дијатомским молекулама електронегативности се отказују јер су једнаке, што резултира наелектрисањем.

Неполарне везе су кључне у биологији: помажу у стварању кисеоничких и пептидних веза које се виде у ланцима аминокиселина. Молекули са великим бројем неполарних веза обично су хидрофобни.

Поларна ковалентна веза

Поларна ковалентна веза настаје када постоји неједнака дељење електрона између две врсте укључене у унију. У овом случају, један од два атома има знатно већу електронегативност од другог, и због тога ће привући више електрона из спојнице.

Добијени молекул имаће благо позитивну страну (ону са најмањом електронегативношћу) и благо негативну страну (са атомом с највећом електронегативношћу). Такође ће имати електростатички потенцијал, омогућавајући једињењу способност да се слабо везује за друга поларна једињења.

Најчешћи Поларни обвезнице су они водоника са више електронегативним атомима да се формирају једињења као што су вода (Х ₂ О).

Својства

У структурама ковалентних веза узима се у обзир низ својстава која су укључена у проучавање ових веза и помажу разумевању овог феномена дељења електрона:

Октетово правило

Правило октета формулисао је амерички физичар и хемичар Гилберт Невтон Левис, иако је било научника који су то проучавали пре њега.

Ово је правило које одражава запажање да се атоми репрезентативних елемената комбинирају на такав начин да сваки атом досегне осам електрона у својој валентној љусци, што доводи до тога да има електронску конфигурацију сличну племенитим гасовима. За представљање ових спојева користе се Левис-ови дијаграми или структуре.

Постоје изузеци од овог правила, на пример у врсти са непотпуном валентног љуске (молекули са седам електрона попут ЦХ ₃ , и реактивне врсте са шест електрона попут БиХ ₃ ); дешава се и у атомима са врло мало електрона, попут хелијума, водоника и литијума, између осталих.

Резонанца

Резонанца је алат који се користи за представљање молекуларних структура и представља делокализоване електроне где се везе не могу изразити једном Левисовом структуром.

У тим случајевима, електрони морају бити представљени различитим „доприносећим“ структурама, које се називају резонантним структурама. Другим речима, резонанца је тај термин који предлаже употребу две или више Левисових структура за представљање одређеног молекула.

Овај концепт је потпуно људски и не постоји ниједна или друга структура молекула у датом тренутку, али може постојати у било којој верзији истог (или свих) истовремено.

Поред тога, доприносне (или резонантне) структуре нису изомери: само положај електрона може се разликовати, али не и језгра атома.

Ароматичност

Овај се концепт користи за описивање цикличног, равнинског молекула са прстеном резонантних веза који показују већу стабилност од осталих геометријских аранжмана с истом атомском конфигурацијом.

Ароматски молекули су врло стабилни, јер се не разбијају лако нити обично реагују са другим супстанцама. У бензену, прототип ароматичног једињења, коњуговане пи (π) везе формирају се у две различите резонантне структуре, које формирају врло стабилан шестерокут.

Сигма линк

То је најједноставнија веза у којој се спајају две "с" орбитале. Сигма везе јављају се у свим једноставним ковалентним везама, а могу се појавити и на "п" орбиталима, све док се гледају.

Бонд пи (π)

Ова веза настаје између две "п" орбитале које су паралелне. Вежу се једно поред другог (за разлику од сигме, која се везује лицем у лице) и формирају подручја густине електрона изнад и испод молекула.

Ковалентне двоструке и троструке везе укључују једну или две пи везе, које дају молекулу чврст облик. Пи везе су слабије од сигма веза, јер се мање преклапају.

Врсте ковалентних веза

Ковалентне везе између два атома могу бити формиране од стране пара електрона, али могу бити формиране и са два или чак три пара електрона, тако да ће оне бити изражене као једноструке, двоструке и троструке везе, које су представљене различитим типовима синдикати (сигма и пи везе) за сваког.

Појединачне везе су најслабије, а троструке везе су најјаче; То се догађа јер тројке имају најкраћу дужину везе (већу привлачност) и највећу енергију везе (за прекид им је потребно више енергије).

Једноставна веза

То је дељење једног пара електрона; то јест, сваки укључени атом дели један електрон. Ова унија је најслабија и укључује једну сигму (σ) везу. Представља се линијом између атома; на пример, у случају водоника молекула (Х ₂ ):

ХХ

Двострука веза

У овој врсти везе, два дељена пара електрона формирају везе; то јест, четири електрона се деле. Ова веза укључује једну сигму (σ) и једну пи (π) везу, а представљена је са две линије; на пример, у случају угљен-диоксида (ЦО ₂ ):

О = Ц = О

Трострука веза

Ова веза, најјача која постоји међу ковалентним везама, јавља се када атоми деле шест електрона или три пара, у сигма (σ) и две пи (π) везе. Она је заступљена са три линије и може се видети у молекулима попут ацетилен (Ц ₂ Х ₂ ):

ХЦ≡ЦХ

И на крају, примећене су четвороструке везе, али су ретке и углавном су ограничене на метална једињења, као што су хром (ИИ) ацетат и други.

Примери

За једноставне везе најчешћи је случај водоника, као што се види у наставку:

Случај троструком везом је да од азота у азотног оксида (Н ₂ О), као што се види у наставку, са сигма и пи обвезнице видљивим:

Референце

1. Цханг, Р. (2007). Хемија. (9. изд.). МцГрав-Хилл.
2. Цхем Либретектс. (сф) Преузето са цхем.либретектс.орг
3. Анне Марие Хелменстине, П. (друга). Преузето са тхинкцо.цом
4. Лодисх, Х., Берк, А., Зипурски, СЛ, Матсудаира, П., Балтиморе, Д., и Дарнелл, Ј. (2000). Молекуларна ћелијска биологија. Нев Иорк: ВХ Фрееман.
5. Викиверсити. (сф) Преузето са ен.викиверсити.орг