The kovalento savienojumu īpašības ir balstīti uz daudziem faktoriem, kas atkarīgi būtībā uz molekulāro struktūru. Sākumā kovalentajai saitei jāpievienojas jūsu atomiem, un tajā nevar būt elektrības lādiņu; pretējā gadījumā varētu runāt par jonu vai koordinācijas savienojumiem.
Dabā ir pārāk daudz izņēmumu, kad robeža starp trim savienojumu veidiem kļūst neskaidra; īpaši, ja ņem vērā makromolekulas, kas spēj saturēt gan kovalento, gan jonu reģionus. Bet parasti kovalenti savienojumi rada vienkāršas, atsevišķas vienības vai molekulas.
Pludmales krasts - viens no bezgalīgajiem kovalento un jonu savienojumu avotu piemēriem. Avots: Pexels.
Gāzes, kas veido atmosfēru, un vēsmas, kas skar pludmales krastus, nav nekas vairāk kā vairākas molekulas, kas ievēro nemainīgu sastāvu. Skābeklis, slāpeklis, oglekļa dioksīds ir diskrētas molekulas ar kovalentām saitēm un ir cieši saistītas ar planētas dzīvi.
Un jūras pusē ūdens molekula OHO ir kovalenta savienojuma galvenais piemērs. Piekrastē to var redzēt virs smiltīm, kas ir sarežģīts erodēto silīcija oksīdu maisījums. Ūdens istabas temperatūrā ir šķidrs, un šis īpašums būs svarīgi paturēt prātā citiem savienojumiem.
Kovalentā saite
Ievadā tika minēts, ka minētajām gāzēm ir kovalentās saites. Apskatot to molekulārās struktūras, redzēsit, ka to saites ir divkāršas un trīskāršas: O = O, N≡N un O = C = O. Turpretī citi gāzēm ir single saites: HH, Cl-Cl, FS un CH 4 (četri CH saitēm, tetraedriskā ģeometrija).
Šo saišu un attiecīgi kovalento savienojumu īpašība ir tā, ka tie ir virziena spēki; tas iet no viena atoma uz otru, un tā elektroni, ja nav rezonanses, ir lokalizēti. Savukārt jonu savienojumos mijiedarbība starp diviem joniem ir bez virziena: tie piesaista un atgrūž citus kaimiņu jonus.
Tas netieši ietekmē kovalento savienojumu īpašības. Bet, atsaucoties uz tā saitēm, ja vien nav jonu lādiņu, ir iespējams apstiprināt, ka savienojums ar vienreizējām, divkāršām vai trīskāršām saitēm ir kovalents; un vēl jo vairāk tad, ja tās ir ķēdes tipa struktūras, kas atrodamas ogļūdeņražos un polimēros.
Daži kovalenti savienojumi savienojas vairākās saitēs, it kā tās būtu ķēdes. Avots: Pexels.
Ja šajās ķēdēs, piemēram, teflona polimērā, nav jonu lādiņu, tiek uzskatīts, ka tie ir tīri kovalenti savienojumi (ķīmiskā, nevis kompozīcijas izpratnē).
Molekulārā neatkarība
Tā kā kovalentās saites ir virziena spēki, tās vienmēr definē diskrētu struktūru, nevis trīsdimensiju struktūru (kā tas notiek ar kristāla struktūrām un režģiem). No kovalentiem savienojumiem var sagaidīt mazas, vidējas, gredzeniskas, kubiskas molekulas vai jebkura cita veida struktūru.
Starp mazajām molekulām, piemēram, pieder gāzes, ūdens un citi savienojumi, piemēram: I 2 , Br 2 , P 4 , S 8 (ar vainaga veida struktūru), As 2 , kā arī silīcija polimēri un oglekļa.
Katram no viņiem ir sava struktūra, neatkarīga no kaimiņu saitēm. Lai to uzsvērtu, ņem vērā oglekļa, fullēna, C 60 allotropu :
Fullerenes, viens no visinteresantākajiem ogļu alotropiem. Avots: Pixabay.
Ņemiet vērā, ka tā ir veidota kā futbola bumba. Lai arī bumbiņas var mijiedarboties savā starpā, tieši šo kovalento saites nosaka šo simbolisko struktūru; tas ir, nav sakausēta kristālisko bumbiņu tīkla, bet ir atdalīts (vai sablīvēts).
Tomēr reālajā dzīvē molekulas nav vienas: tās mijiedarbojas savā starpā, lai izveidotu redzamu gāzi, šķidru vai cietu.
Starpmolekulārie spēki
Starpmolekulārie spēki, kas satur atsevišķas molekulas kopā, ir ļoti atkarīgi no to struktūras.
Nepolāri kovalenti savienojumi (piemēram, gāzes) mijiedarbojas caur noteikta veida spēkiem (dispersija vai Londona), savukārt polārie kovalenti savienojumi (piemēram, ūdens) mijiedarbojas ar cita veida spēkiem (dipola-dipols). Visām šīm mijiedarbībām ir viena kopīga iezīme: tām ir virziena virziens, tāpat kā kovalentām saitēm.
Piemēram, ūdens molekulas mijiedarbojas caur ūdeņraža saitēm, kas ir īpaša veida dipola-dipola spēki. Tie ir novietoti tādā veidā, ka ūdeņraža atomi norāda uz blakus esošās molekulas skābekļa atomu: H 2 O - H 2 O. Un tāpēc šīm mijiedarbībām ir noteikts virziens telpā.
Tā kā kovalento savienojumu starpmolekulārie spēki ir tikai virziena virzienā, tas nozīmē, ka to molekulas nevar saliet tik efektīvi kā jonu savienojumi; un rezultāts, vārīšanās un kušanas temperatūra, kas parasti ir zema (T <300 ° C).
Rezultātā kovalenti savienojumi istabas temperatūrā parasti ir gāzveida, šķidras vai mīkstas cietās vielas, jo to saites var rotēt, piešķirot molekulām elastību.
Šķīdība
Kovalento savienojumu šķīdība būs atkarīga no izšķīdinātā-šķīdinātāja afinitātes. Ja tie ir apolāri, tie šķīst apolāros šķīdinātājos, piemēram, dihlormetānā, hloroformā, toluolā un tetrahidrofurānā (THF); ja tie ir polāri, tie šķīst polāros šķīdinātājos, piemēram, spirtos, ūdenī, ledus etiķskābē, amonjakā utt.
Tomēr ārpus šādas izšķīdinātā-šķīdinātāja afinitātes abos gadījumos pastāv konstante: kovalentās molekulas nesalauž (ar dažiem izņēmumiem) savas saites vai nesadalās to atomos. Piemēram, sāļi, izšķīdinot, jonus izšķīdinot, iznīcina to ķīmisko identitāti.
Vadītspēja
Neitrāli, tie nenodrošina piemērotu vidi elektronu migrācijai, un tāpēc tie ir slikti elektrības vadītāji. Tomēr daži kovalenti savienojumi, piemēram, ūdeņraža halogenīdi (HF, HCl, HBr, HI), izkliedē savas saites, veidojot jonus (H + : F - , Cl - , Br - …) un kļūstot par skābēm (hidratādiem).
Viņi ir arī slikti siltuma vadītāji. Tas notiek tāpēc, ka viņu starpmolekulārie spēki un saišu vibrācijas absorbē daļu no piegādātā siltuma, pirms to molekulas palielinās enerģētikā.
Kristāli
Kovalentos savienojumus, ja vien to ļauj starpmolekulārie spēki, var izkārtot tā, lai izveidotu struktūras modeli; un tādējādi kovalents kristāls bez jonu lādiņiem. Tādējādi jonu tīkla vietā ir kovalenti savienots molekulu vai atomu tīkls.
Šo kristālu piemēri ir: cukuri kopumā, jods, DNS, silīcija oksīdi, dimanti, salicilskābe, cita starpā. Šo kovalento kristālu, izņemot dimantu, kušanas temperatūra ir daudz zemāka nekā jonu kristālu; tas ir, neorganiskie un organiskie sāļi.
Šie kristāli ir pretrunā ar to, ka kovalentās cietās vielas mēdz būt mīkstas.
Atsauces
- Vaitens, Deiviss, Peks un Stenlijs. (2008). Ķīmija. (8. izd.). CENGAGE mācīšanās.
- Leenhouts, Doug. (2018. gada 13. marts). Jonisko un kovalento savienojumu raksturojums. Zinātne. Atgūts no: sciencing.com
- Toppr. (sf). Kovalenti savienojumi. Atgūts no: toppr.com
- Helmenstine, Anne Marie, Ph.D. (2018. gada 5. decembris). Kovalento vai molekulāro savienojumu īpašības. Atgūts no: domaco.com
- Veimana Elizabete. (2019. gads). Kovalenti savienojumi. Pētījums. Atgūts no: study.com
- Ophards C. (2003). Kovalenti savienojumi. Virtuālā čeku grāmata. Atgūts no: chemics.elmhurst.edu
- Dr Gergens. (sf). Organiskā ķīmija: oglekļa savienojumu ķīmija. . Atgūts no: homework.sdmesa.edu
- Quimitube. (2012). Molekulāro kovalento vielu īpašības. Atgūts no: quimitube.com