KOVALENT BINDING: KJENNETEGN, EGENSKAPER OG EKSEMPLER - KJEMI - 2026

De kovalente bindingene er en type binding mellom atomer som danner molekyler gjennom å dele elektronpar. Disse bindingene, som representerer en ganske stabil balanse mellom hver art, lar hvert atom oppnå stabiliteten i sin elektroniske konfigurasjon.

Disse bindingene er dannet i enkelt-, dobbelt- eller trippelversjoner, og har polare og ikke-polare tegn. Atomer kan tiltrekke seg andre arter, og dermed tillate dannelse av kjemiske forbindelser. Denne foreningen kan skje ved forskjellige krefter, og generere en svak eller sterk attraksjon, ioniske tegn eller elektronutveksling.

Kovalente obligasjoner anses som "sterke" obligasjoner. I motsetning til andre sterke bindinger (ioniske bindinger), forekommer kovalente forbindelser vanligvis i ikke-metalliske atomer og i de som har lignende affiniteter for elektroner (lignende elektronegativiteter), noe som gjør de kovalente bindinger svake og krever mindre energi for å bryte.

I denne typen binding blir den såkalte Octet-regelen vanligvis brukt for å estimere antall atomer som skal deles: denne regelen sier at hvert atom i et molekyl krever 8 valenselektroner for å forbli stabile. Gjennom deling må de oppnå tap eller få elektroner mellom arter.

kjennetegn

Kovalente bindinger påvirkes av den elektronegative egenskapen til hvert av atomene som er involvert i interaksjonen av elektronpar; Når du har et atom med betydelig høyere elektronegativitet enn det andre atomet i krysset, vil det danne seg en polar kovalent binding.

Når begge atomene har en lignende elektronegativ egenskap, vil det imidlertid dannes en ikke-polær kovalent binding. Dette skjer fordi elektronene til de mest elektronegative artene vil være mer bundet til dette atomet enn i tilfelle av den med minst elektronegativitet.

Det er verdt å merke seg at ingen kovalent binding er helt egalitær, med mindre de to involverte atomene er identiske (og dermed har den samme elektronegativiteten).

Typen kovalent binding avhenger av forskjellen i elektronegativitet mellom arter, der en verdi mellom 0 og 0,4 resulterer i en ikke-polær binding, og en forskjell på 0,4 til 1,7 resulterer i en polær binding ( Ioniske bindinger vises fra 1.7).

Ikke-polær kovalent binding

Den ikke-polare kovalente bindingen genereres når elektroner deles likt mellom atomer. Dette skjer vanligvis når de to atomene har en lignende eller lik elektronisk affinitet (samme art). Jo mer like elektronaffinitetsverdiene er mellom atomene involvert, jo sterkere blir den resulterende attraksjonen.

Dette forekommer vanligvis i gassmolekyler, også kjent som diatomiske elementer. Ikke-polare kovalente bindinger fungerer med samme natur som polare (atomet med høyere elektronegativitet vil tiltrekke sterkere elektron eller elektron fra det andre atomet).

Imidlertid avbryter elektronregativitetene i diatomiske molekyler fordi de er like, noe som resulterer i en ladning på null.

Ikke-polare bindinger er avgjørende i biologien: de er med på å danne oksygen- og peptidbindinger som sees i aminosyrekjeder. Molekyler med et høyt antall ikke-polare bindinger er vanligvis hydrofobe.

Polar kovalent binding

Den polare kovalente bindingen oppstår når det er en ulik deling av elektroner mellom de to artene som er involvert i forbundet. I dette tilfellet har det ene av de to atomene en betydelig høyere elektronegativitet enn det andre, og av denne grunn vil det tiltrekke seg flere elektroner fra krysset.

Det resulterende molekylet vil ha en litt positiv side (den med den laveste elektronegativiteten), og en litt negativ side (med atomet med den høyeste elektronegativiteten). Det vil også ha et elektrostatisk potensiale, noe som gir forbindelsen muligheten til å svakt binde seg til andre polare forbindelser.

De mest vanlige polare bindinger er de av hydrogen med flere elektronegative atomer for å danne forbindelser slik som vann (H ₂ O).

Egenskaper

I strukturer av kovalente bindinger tas en rekke egenskaper som er involvert i studiet av disse bindingene, og som er med på å forstå dette fenomenet med elektronisk deling:

Octet-regel

Oktetregelen ble formulert av den amerikanske fysikeren og kjemikeren Gilbert Newton Lewis, selv om det var forskere som studerte dette før ham.

Det er en tommelfingerregel som gjenspeiler observasjonen at atomene i de representative elementene har en tendens til å kombinere på en slik måte at hvert atom når åtte elektroner i sitt valensskall, noe som fører til at det har en elektronisk konfigurasjon som ligner edle gasser. Lewis diagrammer eller strukturer brukes til å representere disse veikryssene.

Det finnes unntak til denne regelen, for eksempel i art med en ufullstendig valens skall (molekyler med syv elektroner slik som CH ₃ , og reaktive arter med seks elektroner slik som BH ₃ ); det skjer også i atomer med svært få elektroner, som helium, hydrogen og litium, blant andre.

Resonance

Resonans er et verktøy som brukes til å representere molekylære strukturer og representere delokaliserte elektroner der bindinger ikke kan uttrykkes med en enkelt Lewis-struktur.

I disse tilfellene må elektronene være representert av forskjellige "medvirkende" strukturer, kalt resonansstrukturer. Resonans er med andre ord det uttrykket som antyder bruk av to eller flere Lewis-strukturer for å representere et bestemt molekyl.

Dette konseptet er helt menneskelig, og det er ingen eller en annen struktur i molekylet på et gitt tidspunkt, men kan eksistere i en hvilken som helst versjon av det (eller alle) på samme tid.

Videre er de medvirkende (eller resonante) strukturer ikke isomerer: bare elektronenes stilling kan variere, men ikke atomkjernene.

aromatisitet

Dette konseptet brukes til å beskrive et syklisk, plant molekyl med en ring av resonansbindinger som utviser større stabilitet enn andre geometriske arrangementer med samme atomkonfigurasjon.

Aromatiske molekyler er veldig stabile, siden de ikke brytes lett og heller ikke reagerer vanligvis med andre stoffer. I benzen dannes den prototype aromatiske forbindelsen, konjugerte pi (π) bindinger i to forskjellige resonansstrukturer, som danner en meget stabil sekskant.

Sigma lenke

Det er den enkleste båndet der to "s" orbitaler blir med. Sigma-bindinger forekommer i alle enkle kovalente bindinger, og kan også forekomme i "p" orbitaler, så lenge de ser på hverandre.

Bond pi (π)

Denne bindingen oppstår mellom to "p" orbitaler som er parallelt. De binder side om side (i motsetning til sigma, som binder ansikt til ansikt) og danner områder med elektrontetthet over og under molekylet.

Kovalente dobbelt- og trippelbindinger involverer en eller to pi-bindinger, og disse gir molekylet en stiv form. Pi-obligasjoner er svakere enn sigmaobligasjoner, siden det er mindre overlapp.

Typer kovalente bindinger

Kovalente bindinger mellom to atomer kan dannes av et par elektroner, men de kan også dannes av to eller opptil tre par elektroner, så disse vil bli uttrykt som enkelt-, dobbelt- og trippelbindinger, som er representert av forskjellige typer fagforeninger (sigma og pi-obligasjoner) for hver.

Enkeltobligasjoner er de svakeste og trippelbindingen er den sterkeste; Dette skjer fordi tredoblinger har den korteste bindingslengden (større tiltrekning) og den største bindingsenergien (de krever mer energi for å bryte).

Enkel lenke

Det er deling av et enkelt par elektroner; det vil si at hvert involvert atom deler et enkelt elektron. Denne foreningen er den svakeste og involverer en enkelt sigma-binding (σ). Det er representert med en linje mellom atomene; for eksempel når det gjelder hydrogenmolekylet (H ₂ ):

H H

Dobbelt lenke

I denne typen binding danner to delte elektronpar parer; det vil si at fire elektroner deles. Denne bindingen involverer en sigma (σ) og en pi (π) binding, og er representert med to linjer; for eksempel i tilfelle av karbondioksid (CO ₂ ):

O = C = O

Trippelbånd

Denne bindingen, den sterkeste som finnes blant kovalente bindinger, oppstår når atomene deler seks elektroner eller tre par, i en sigma (σ) og to pi (π) binding. Det er representert med tre linjer, og kan sees på molekyler slik som acetylen (C ₂ H ₂ ):

HC≡CH

Til slutt er firedoblede bindinger blitt observert, men de er sjeldne og hovedsakelig begrenset til metalliske forbindelser, slik som krom (II) acetat og andre.

eksempler

For enkle bindinger er det vanligste tilfellet hydrogen, som det kan sees nedenfor:

Tilfellet med en trippelbinding er nitrogener i lystgass (N ₂ O), som vist nedenfor, med sigma- og pi-bindinger synlige:

referanser

1. Chang, R. (2007). Kjemi. (9. utg.). McGraw-Hill.
2. Chem Libretexts. (SF). Hentet fra chem.libretexts.org
3. Anne Marie Helmenstine, P. (nd). Hentet fra thoughtco.com
4. Lodish, H., Berk, A., Zipursky, SL, Matsudaira, P., Baltimore, D., & Darnell, J. (2000). Molekylær cellebiologi. New York: WH Freeman.
5. Wikiversity. (SF). Hentet fra en.wikiversity.org