KOVALENTĀ SAITE: RAKSTURLIELUMI, ĪPAŠĪBAS UN PIEMĒRI - ĶĪMIJA - 2025

The covalent bonds ir no saiti starp atomiem, kas veido molekulas, apmainoties ar elektronu pāriem tips. Šīs saites, kas pārstāv diezgan stabilu līdzsvaru starp visām sugām, ļauj katram atomam sasniegt savas elektroniskās konfigurācijas stabilitāti.

Šīs saites tiek veidotas vienā, divkāršā vai trīskāršā versijā, un tām ir polāras un nepolāras rakstzīmes. Atomi var piesaistīt citas sugas, tādējādi ļaujot veidoties ķīmiskiem savienojumiem. Šo savienību var radīt dažādi spēki, radot vāju vai spēcīgu pievilcību, jonu rakstzīmes vai elektronu apmaiņu.

Kovalentās obligācijas tiek uzskatītas par "spēcīgām" obligācijām. Atšķirībā no citām stiprajām saitēm (jonu saitēm) kovalenti parasti rodas nemetāliskos atomos un tajos, kuriem ir līdzīga afinitāte elektroniem (līdzīga elektronegativitāte), padarot kovalento saiti vāju un prasa mazāk enerģijas, lai sabojātos.

Šāda veida saitēs, lai novērtētu dalāmo atomu skaitu, parasti tiek izmantots tā saucamais Okteta noteikums: šis noteikums nosaka, ka katram molekulas atomam ir nepieciešami 8 valences elektroni, lai saglabātu stabilitāti. Daloties ar tām, jāpanāk elektronu zudums vai ieguvums starp sugām.

raksturojums

Kovalentās saites ietekmē katra no atomiem, kas iesaistīti elektronu pāru mijiedarbībā, elektronegatīvās īpašības; Ja jums ir atoms ar ievērojami lielāku elektronegativitāti nekā otrs krustojumā esošais atoms, izveidosies polara kovalenta saite.

Tomēr, ja abiem atomiem ir līdzīga elektronegatīvā īpašība, veidosies nepolāra kovalenta saite. Tas notiek tāpēc, ka visvairāk elektronegatīvo sugu elektroni būs vairāk piesaistīti šim atomam nekā vismazākās elektronegativitātes gadījumā.

Ir vērts atzīmēt, ka neviena kovalenta saite nav pilnīgi egalitāra, ja vien abi iesaistītie atomi nav identiski (un tādējādi tiem ir tāda pati elektronegativitāte).

Kovalentās saites tips ir atkarīgs no elektronegativitātes atšķirības starp sugām, kur vērtība no 0 līdz 0,4 rada nepolāru saiti, un starpība no 0,4 līdz 1,7 rada polāro saiti ( Jonu saites parādās no 1.7).

Nepolāra kovalenta saite

Nepolāra kovalenta saite tiek radīta, kad elektroni ir vienādi sadalīti starp atomiem. Parasti tas notiek, ja abiem atomiem ir līdzīga vai vienāda elektroniskā afinitāte (vienas sugas). Jo līdzīgākas ir elektronu afinitātes vērtības starp iesaistītajiem atomiem, jo ​​spēcīgāka ir iegūtā pievilcība.

Tas parasti notiek gāzes molekulās, kuras sauc arī par diatomiskajiem elementiem. Nepolārajām kovalentām saitēm ir tāds pats raksturs kā polārajām (atoms ar augstāku elektronegativitāti spēcīgāk piesaista otra atoma elektronus vai elektronus).

Tomēr diatomītajās molekulās elektronegativitātes izzūd, jo ir vienādas, kā rezultātā lādiņš ir nulle.

Nepolārajām saitēm ir izšķiroša nozīme bioloģijā: tās palīdz veidot skābekļa un peptīdu saites, kas redzamas aminoskābju ķēdēs. Molekulām ar lielu skaitu nepolāru saišu parasti ir hidrofobas.

Polārā kovalentā saite

Polārā kovalentā saite rodas, ja starp abām savienībā iesaistītajām sugām notiek nevienmērīga elektronu dalīšana. Šajā gadījumā vienam no diviem atomiem ir ievērojami augstāka elektronegativitāte nekā otram, un šī iemesla dēļ tas no krustojuma piesaistīs vairāk elektronu.

Iegūtajai molekulai būs nedaudz pozitīva puse (tā, kurai ir zemākā elektronegativitāte), un nedaudz negatīvā puse (ar atomu ar augstāko elektronegativitāti). Tam būs arī elektrostatiskais potenciāls, dodot savienojumam spēju vāji saistīties ar citiem polārajiem savienojumiem.

Visizplatītākās polārās saites ir ūdeņradis ar vairāk elektronegatīviem atomiem, lai veidotu savienojumus, piemēram, ūdeni (H ₂ O).

Īpašības

Kovalento saišu struktūrā tiek ņemtas vērā virknes īpašību, kas ir iesaistītas šo saišu izpētē un palīdz izprast šo elektronu dalīšanās fenomenu:

Okteta noteikums

Oktetes likumu formulēja amerikāņu fiziķis un ķīmiķis Gilberts Ņūtons Lūiss, lai gan bija zinātnieki, kuri to pētīja pirms viņa.

Tas ir īkšķa noteikums, kas atspoguļo novērojumu, ka reprezentatīvo elementu atomiem ir tendence apvienoties tādā veidā, ka katrs atoms savā valences apvalkā sasniedz astoņus elektronus, kā rezultātā tam ir cēlgāzēm līdzīga elektroniskā konfigurācija. Šo krustojumu attēlošanai tiek izmantotas Lūisa diagrammas vai struktūras.

Šim noteikumam ir izņēmumi, piemēram, sugās ar nepilnīgu valences apvalku (molekulas ar septiņiem elektroniem, piemēram, CH ₃ , un reaktīvās grupas ar sešiem elektroniem, piemēram, BH ₃ ); tas notiek arī atomos, kuros ir ļoti maz elektronu, piemēram, hēlijā, ūdeņradī un litijā.

Rezonanse

Rezonanse ir rīks, ko izmanto, lai attēlotu molekulārās struktūras un attēlotu delokalizētus elektronus, kur saites nevar izteikt ar vienu Lūisa struktūru.

Šajos gadījumos elektroniem jābūt pārstāvētiem ar vairākām "veicinošām" struktūrām, ko sauc par rezonējošām struktūrām. Citiem vārdiem sakot, rezonanse ir tas termins, kas ierosina izmantot divas vai vairākas Lūisa struktūras, lai attēlotu noteiktu molekulu.

Šis jēdziens ir pilnīgi cilvēcisks, un tajā nav nevienas vai citas molekulas struktūras, bet tajā pašā laikā tas var pastāvēt jebkurā (vai visās) versijās.

Turklāt veicinošās (vai rezonanses) struktūras nav izomēri: var atšķirties tikai elektronu pozīcija, bet ne atomu kodoli.

Aromātiskums

Šis jēdziens tiek izmantots, lai aprakstītu ciklisku, plakanu molekulu ar rezonējošu saišu gredzenu, kurai ir lielāka stabilitāte nekā citiem ģeometriskiem izkārtojumiem ar tādu pašu atomu konfigurāciju.

Aromātiskās molekulas ir ļoti stabilas, jo tās viegli nesadalās un parasti nereaģē ar citām vielām. Benzolā, aromātiskā savienojuma prototipā, konjugētas pi (π) saites veidojas divās dažādās rezonanses struktūrās, kas veido ļoti stabilu sešstūru.

Sigma saite

Tā ir vienkāršākā saite, kurā apvienojas divas "s" orbitāles. Sigma saites notiek visās vienkāršajās kovalentajās saitēs, un tās var notikt arī "p" orbitālēs, ja vien tās skatās viena uz otru.

Obligācija pi (π)

Šī saite notiek starp divām paralēlām "p" orbītām. Tie saistās viens otram blakus (atšķirībā no sigmas, kas saistās aci pret aci) un veido elektronu blīvuma laukumus virs un zem molekulas.

Kovalentās divkāršās un trīskāršās saites ietver vienu vai divas pi saites, un tās piešķir molekulai stingru formu. Pi saites ir vājākas nekā sigma saites, jo ir mazāka pārklāšanās.

Kovalento saišu veidi

Kovalentās saites starp diviem atomiem var veidot elektronu pāri, bet tās var veidot arī divi vai ne vairāk kā trīs elektronu pāri, tāpēc tās tiks izteiktas kā vienreizējās, divkāršās un trīskāršās saites, kuras attēlo dažāda veida apvienības (sigma un pi saites) katrai.

Atsevišķās obligācijas ir visvājākās un trīskāršās - visstiprākās; Tas notiek tāpēc, ka trīskāršiem saitēm ir īsākais savienojuma garums (lielāka pievilcība) un vislielākā saiknes enerģija (to sabrukšanai nepieciešams vairāk enerģijas).

Vienkārša saite

Tā ir viena elektronu pāra koplietošana; tas ir, katrs iesaistītais atoms dala vienu elektronu. Šī savienība ir visvājākā un ietver vienu sigma (σ) saiti. To attēlo līnija starp atomiem; piemēram, ūdeņraža molekulai (H ₂ ):

H H

Dubultā saite

Šāda veida saitēs divi kopīgi elektronu pāri veido saites; tas ir, tiek dalīti četri elektroni. Šī saite ietver vienu sigma (σ) un vienu pi (π) saiti, un to apzīmē divas līnijas; piemēram, oglekļa dioksīda (CO ₂ ) gadījumā:

O = C = O

Trīskāršā saite

Šī saite, spēcīgākā, kas pastāv starp kovalentām saitēm, rodas, kad atomiem ir seši elektroni vai trīs pāri, savienojoties sigmā (σ) un divos pi (π). To attēlo ar trim līnijām un to var redzēt tādās molekulās kā acetilēns (C ₂ H ₂ ):

HC≡CH

Visbeidzot, ir novērotas četrkāršās saites, taču tās ir reti sastopamas un galvenokārt aprobežojas ar metāliskiem savienojumiem, piemēram, hroma (II) acetātu un citiem.

Piemēri

Kā redzams zemāk, vienkāršām saitēm parasti ir ūdeņradis.

Trīskāršās saites gadījums ir slāpekļa oksīdā esošie slāpekļi (N ₂ O), kā redzams zemāk, ar redzamām sigma un pi saitēm:

Atsauces

1. Čans, R. (2007). Ķīmija. (9. ed.). Makgreivs.
2. Chem Libretexts. (sf). Saturs iegūts no chem.libretexts.org
3. Anne Marie Helmenstine, P. (otrā). Izgūts no domaco.com
4. Lodish, H., Berks, A., Zipursky, SL, Matsudaira, P., Baltimore, D., & Darnell, J. (2000). Molekulāro šūnu bioloģija. Ņujorka: WH Freeman.
5. Wikiversity. (sf). Saturs iegūts no en.wikiversity.org