КОВАЛЕНТНАЯ СВЯЗЬ: ХАРАКТЕРИСТИКА, СВОЙСТВА И ПРИМЕРЫ - ХИМИЯ - 2024

В ковалентные связи представляют собой тип связи между атомами , образующими молекул через обмен электронных пар. Эти связи, которые представляют собой довольно стабильный баланс между каждым из видов, позволяют каждому атому достичь стабильности своей электронной конфигурации.

Эти связи образуются в одинарном, двойном или тройном вариантах и ​​имеют полярный и неполярный характер. Атомы могут привлекать другие виды, что позволяет образовывать химические соединения. Это объединение может происходить под действием разных сил, порождающих слабое или сильное притяжение, ионного характера или электронного обмена.

Ковалентные связи считаются «сильными» связями. В отличие от других сильных связей (ионных), ковалентные обычно возникают в неметаллических атомах и в атомах, которые имеют аналогичное сродство к электронам (аналогичную электроотрицательность), что делает ковалентные связи слабыми и требует меньше энергии для разрыва.

В этом типе связи для оценки количества разделяемых атомов обычно применяется так называемое правило Октета: это правило гласит, что каждый атом в молекуле требует 8 валентных электронов, чтобы оставаться стабильными. Благодаря совместному использованию они должны добиться потери или получения электронов между видами.

характеристики

На ковалентные связи влияет электроотрицательное свойство каждого из атомов, участвующих во взаимодействии электронных пар; Когда у вас есть атом со значительно более высокой электроотрицательностью, чем другой атом в соединении, образуется полярная ковалентная связь.

Однако, когда оба атома имеют одинаковое электроотрицательное свойство, образуется неполярная ковалентная связь. Это происходит потому, что электроны наиболее электроотрицательных частиц будут больше связаны с этим атомом, чем в случае атома с наименьшей электроотрицательностью.

Стоит отметить, что никакая ковалентная связь не является полностью эгалитарной, если только два задействованных атома не идентичны (и, следовательно, имеют одинаковую электроотрицательность).

Тип ковалентной связи зависит от разницы в электроотрицательности между видами, где значение от 0 до 0,4 приводит к неполярной связи, а разница от 0,4 до 1,7 приводит к полярной связи ( Ионные связи появляются из 1.7).

Неполярная ковалентная связь

Неполярная ковалентная связь возникает, когда электроны делятся поровну между атомами. Обычно это происходит, когда два атома имеют одинаковое или одинаковое электронное сродство (одинаковые виды). Чем более близки значения сродства к электрону между задействованными атомами, тем сильнее результирующее притяжение.

Обычно это происходит в молекулах газа, также известных как двухатомные элементы. Неполярные ковалентные связи имеют ту же природу, что и полярные (атом с более высокой электроотрицательностью будет сильнее притягивать электрон или электроны другого атома).

Однако в двухатомных молекулах электроотрицательности компенсируются, потому что они равны, в результате чего заряд равен нулю.

Неполярные связи имеют решающее значение в биологии: они помогают формировать кислородные и пептидные связи, которые присутствуют в аминокислотных цепях. Молекулы с большим количеством неполярных связей обычно гидрофобны.

Полярная ковалентная связь

Полярная ковалентная связь возникает при неравном распределении электронов между двумя видами, участвующими в союзе. В этом случае один из двух атомов имеет значительно более высокую электроотрицательность, чем другой, и по этой причине он будет притягивать больше электронов из перехода.

Полученная молекула будет иметь слегка положительную сторону (с самой низкой электроотрицательностью) и слегка отрицательную сторону (с атомом с самой высокой электроотрицательностью). Он также будет обладать электростатическим потенциалом, что дает соединению способность слабо связываться с другими полярными соединениями.

Наиболее распространены полярные связи водорода с большим количеством электроотрицательных атомов с образованием таких соединений, как вода (H ₂ O).

свойства

В структурах ковалентных связей учитывается ряд свойств, которые участвуют в изучении этих связей и помогают понять этот феномен обмена электронами:

Правило октета

Правило октета было сформулировано американским физиком и химиком Гилбертом Ньютоном Льюисом, хотя были ученые, которые изучали его до него.

Это эмпирическое правило, которое отражает наблюдение, что атомы типичных элементов имеют тенденцию объединяться таким образом, что каждый атом достигает восьми электронов в своей валентной оболочке, что приводит к его электронной конфигурации, подобной благородным газам. Диаграммы или структуры Льюиса используются для представления этих переходов.

Есть исключения из этого правила, например, у разновидностей с неполной валентной оболочкой (молекулы с семью электронами, такие как CH ₃ , и реактивные частицы с шестью электронами, такие как BH ₃ ); это также происходит в атомах с очень небольшим количеством электронов, таких как гелий, водород и литий, среди других.

Резонанс

Резонанс - это инструмент, используемый для представления молекулярных структур и представления делокализованных электронов, в которых связи не могут быть выражены с помощью одной структуры Льюиса.

В этих случаях электроны должны быть представлены различными «способствующими» структурами, называемыми резонансными структурами. Другими словами, резонанс - это термин, который предполагает использование двух или более структур Льюиса для представления конкретной молекулы.

Эта концепция полностью человеческая, и в любой момент времени не существует той или иной структуры молекулы, но она может существовать в любой ее версии (или во всех) одновременно.

Более того, участвующие (или резонансные) структуры не являются изомерами: может различаться только положение электронов, но не ядер атомов.

ароматичности

Эта концепция используется для описания циклической плоской молекулы с кольцом резонансных связей, которые демонстрируют большую стабильность, чем другие геометрические конструкции с той же атомной конфигурацией.

Ароматические молекулы очень стабильны, так как они не ломаются и не вступают в реакцию с другими веществами. В бензоле, прототипе ароматического соединения, сопряженные пи (π) связи образуются в двух различных резонансных структурах, которые образуют высокостабильный шестиугольник.

Сигма ссылка

Это простейшая связь, в которой соединяются две s-орбитали. Сигма-связи встречаются во всех простых ковалентных связях, а также могут встречаться на "p" -орбиталях, если они смотрят друг на друга.

Связь пи (π)

Эта связь возникает между двумя параллельными p-орбиталями. Они связываются бок о бок (в отличие от сигмы, которая связывается лицом к лицу) и образуют области электронной плотности выше и ниже молекулы.

Ковалентные двойные и тройные связи включают одну или две пи-связи, что придает молекуле жесткую форму. Пи-связи слабее сигма-облигаций, так как перекрытие меньше.

Типы ковалентных связей

Ковалентные связи между двумя атомами могут быть образованы парой электронов, но они также могут быть образованы двумя или тремя парами электронов, поэтому они будут выражены как одинарные, двойные и тройные связи, которые представлены разными типами союзы (сигма- и пи-облигации) для каждого.

Одинарные связи самые слабые, тройные - самые сильные; Это происходит потому, что тройки имеют самую короткую длину связи (большее притяжение) и самую большую энергию связи (им требуется больше энергии для разрыва).

Простая ссылка

Это совместное использование одной пары электронов; то есть каждый задействованный атом имеет один электрон. Этот союз является самым слабым и включает одну сигма (σ) связь. Он представлен линией между атомами; например, в случае молекулы водорода (H ₂ ):

H H

Двойная ссылка

В этом типе связи две общие пары электронов образуют связи; то есть четыре электрона являются общими. Эта связь включает одну сигма (σ) и одну пи (π) связь и представлена ​​двумя линиями; например, в случае диоксида углерода (CO ₂ ):

О = С = О

Тройная связь

Эта связь, самая прочная из всех ковалентных связей, возникает, когда атомы разделяют шесть электронов или три пары в сигма (σ) и двух пи (π) связях. Он представлен тремя линиями и его можно увидеть в таких молекулах, как ацетилен (C ₂ H ₂ ):

HC≡CH

Наконец, наблюдались четверные связи, но они редки и в основном ограничиваются металлическими соединениями, такими как ацетат хрома (II) и другими.

Примеры

Для простых связей наиболее распространенным случаем является водород, как показано ниже:

Случай тройной связи - это случай азота в закиси азота (N ₂ O), как показано ниже, с видимыми сигма-связями и пи-связями:

Ссылки

1. Чанг, Р. (2007). Химия. (9-е изд). McGraw-Hill.
2. Chem Libretexts. (SF). Получено с сайта chem.libretexts.org
3. Энн Мари Хелменстайн, П. (nd). Получено с thinkco.com
4. Лодиш, Х., Берк, А., Зипурски, С.Л., Мацудаира, П., Балтимор, Д., и Дарнелл, Дж. (2000). Молекулярная клеточная биология. Нью-Йорк: WH Freeman.
5. Wikiversity. (SF). Получено с en.wikiversity.org