EGENSKAPER TIL KOVALENTE FORBINDELSER (MED EKSEMPLER) - KJEMI - 2026

De egenskaper av kovalente forbindelser er basert på mange faktorer som avhenger vesentlig av molekylstrukturer. Til å begynne med må den kovalente bindingen være sammen med atomene dine, og det kan ikke være elektriske ladninger. Ellers ville man snakke om ioniske forbindelser eller koordinasjonsforbindelser.

I naturen er det for mange unntak der skillelinjen mellom de tre typer forbindelser blir uskarp; spesielt når man vurderer makromolekyler, som er i stand til å huse både kovalente og ioniske regioner. Men generelt skaper kovalente forbindelser enkle, individuelle enheter eller molekyler.

Coast of a beach, et av de uendelige eksemplene på kilder til kovalente og ioniske forbindelser. Kilde: Pexels.

Gassene som utgjør atmosfæren og brisen som treffer strandkystene er ikke annet enn flere molekyler som respekterer en konstant sammensetning. Oksygen, nitrogen, karbondioksid er separate molekyler med kovalente bindinger og er intimt involvert i planetenes liv.

Og på sjøsiden er vannmolekylet, OHO, det viktigste eksempelet på en kovalent forbindelse. Ved kysten kan det sees over sandene, som er en sammensatt blanding av eroderte silisiumoksider. Vann er flytende ved romtemperatur, og denne egenskapen vil være viktig å huske på for andre forbindelser.

Kovalent binding

Det ble nevnt i innledningen at de nevnte gassene har kovalente bindinger. Hvis du tar en titt på molekylstrukturene deres, vil du se at bindingene deres er doble og tredobbelte: O = O, N≡N og O = C = O. I motsetning til andre gasser har enkeltbindinger: HH, Cl-Cl, FF- og CH ₄ (fire CH-bindinger med tetraedrisk geometri).

Et kjennetegn ved disse bindinger, og følgelig av kovalente forbindelser, er at de er retningsstyrker; den går fra et atom til et annet, og dets elektroner, med mindre det er resonans, er lokalisert. Mens ioniske forbindelser er interaksjonene mellom to ioner ikke-retningsbestemte: De tiltrekker og avviser andre naboeioner.

Dette innebærer umiddelbare konsekvenser på egenskapene til kovalente forbindelser. Men når det gjelder bindinger, er det mulig, så lenge det ikke er noen ioniske ladninger, å bekrefte at en forbindelse med enkelt-, dobbelt- eller trippelbindinger er kovalent; og enda mer, når dette er kjedetypestrukturer, funnet i hydrokarboner og polymerer.

Noen kovalente forbindelser kobles til flere bindinger, som om de var kjeder. Kilde: Pexels.

Hvis det ikke er ioniske ladninger i disse kjedene, som i Teflon-polymeren, sies de å være rene kovalente forbindelser (i en kjemisk og ikke kompositorisk forstand).

Molekylær uavhengighet

Siden kovalente bindinger er retningskrefter, ender de alltid opp med å definere en diskret struktur, snarere enn et tredimensjonalt arrangement (som tilfellet er med krystallstrukturer og gitter). Små, mellomstore, ringformede, kubiske molekyler, eller med hvilken som helst annen type struktur, kan forventes fra kovalente forbindelser.

Blant de små molekyler, for eksempel, er de av gasser, vann, og andre forbindelser som for eksempel: I ₂ , Br ₂ , P- ₄ , S ₈ (med en krone-lignende struktur), As ₂ , og silisiumpolymerer og karbon.

Hver av dem har sin egen struktur, uavhengig av koblingene til naboene. For å understreke dette, vurder allotropen av karbon, fulleren, C ₆₀ :

Fullerenes, en av de mest interessante allotropene kull. Kilde: Pixabay.

Legg merke til at den er formet som en fotball. Selv om ballene kan samhandle med hverandre, er det deres kovalente bindinger som definerte denne symbolske strukturen; det vil si at det ikke er noe sammensmelt nettverk av krystallinske kuler, men separate (eller komprimerte).

Imidlertid er molekyler i det virkelige liv ikke alene: de samhandler med hverandre for å etablere en synlig gass, væske eller fast stoff.

Intermolekylære krefter

De intermolekylære kreftene som holder individuelle molekyler sammen er veldig avhengig av deres struktur.

Ikke-polare kovalente forbindelser (for eksempel gasser) samvirker gjennom visse typer krefter (spredning eller London), mens polare kovalente forbindelser (for eksempel vann) samvirker av andre typer krefter (dipol-dipol). Alle disse samhandlingene har en ting til felles: De er retningsbestemte, akkurat som kovalente bindinger.

For eksempel samvirker vannmolekyler gjennom hydrogenbindinger, en spesiell type dipol-dipolkrefter. De er plassert på en slik måte at hydrogenatomene peker mot oksygenatomet i et nabomolekyl: H ₂ O - H ₂ O. Og derfor presenterer disse interaksjonene en spesifikk retning i rommet.

Ettersom de intermolekylære kreftene til kovalente forbindelser er rent retningsgivende, betyr det at molekylene deres ikke kan samles opp like effektivt som ioniske forbindelser; og resultatet, kokepunktet og smeltepunktene som har en tendens til å være lave (T <300 ° C).

Følgelig er de kovalente forbindelsene ved romtemperatur vanligvis gassformige, flytende eller myke faste stoffer, siden deres bindinger kan rotere, noe som gir molekylene fleksibilitet.

løselighet

Løseligheten av de kovalente forbindelsene vil avhenge av oppløsningen-løsningsmiddelaffiniteten. Hvis de er apolare, vil de være oppløselige i apolare løsningsmidler som diklormetan, kloroform, toluen og tetrahydrofuran (THF); hvis de er polare, vil de være oppløselige i polare løsningsmidler, for eksempel alkoholer, vann, iseddik, ammoniakk, etc.

Utover slik affinitet med løsemiddel-oppløsningsmiddel er det imidlertid en konstant i begge tilfeller: kovalente molekyler bryter ikke (med visse unntak) sine bindinger eller går i oppløsning av atomer. Salter ødelegger for eksempel sin kjemiske identitet når de løses opp, og løser ionene deres hver for seg.

ledningsevne

De er nøytrale og gir ikke et tilstrekkelig medium for migrering av elektroner, og derfor er de dårlige ledere av elektrisitet. Noen kovalente forbindelser, så som hydrogenhalogenider (HF, HCl, HBr, HI), skiller imidlertid deres binding for å gi opphav til ioner (H ⁺ : F ^- , Cl ^- , Br ^- …) og blir syrer (hydracider).

De er også dårlige ledere av varme. Dette er fordi deres intermolekylære krefter og vibrasjonene i deres bindinger absorberer noe av den tilførte varmen før molekylene deres øker i energi.

krystaller

Kovalente forbindelser, så lenge deres intermolekylære krefter tillater det, kan ordnes på en slik måte at det dannes et strukturelt mønster; og dermed en kovalent krystall uten ioniske ladninger. I stedet for et nettverk av ioner er det således et nettverk av molekyler eller atomer som er kovalent koblet.

Eksempler på disse krystaller er: sukker generelt, jod, DNA, silikaoksider, diamanter, salisylsyre, blant andre. Med unntak av diamant har disse kovalente krystaller smeltepunkter som er mye lavere enn ioniske krystaller; det vil si de uorganiske og organiske saltene.

Disse krystaller motsier egenskapen at kovalente faste stoffer har en tendens til å være myke.

referanser

1. Whitten, Davis, Peck & Stanley. (2008). Kjemi. (8. utg.). CENGAGE Læring.
2. Leenhouts, Doug. (13. mars 2018). Kjennetegn på ioniske og kovalente forbindelser. Sciencing. Gjenopprettet fra: sciencing.com
3. Toppr. (SF). Kovalente forbindelser. Gjenopprettet fra: toppr.com
4. Helmenstine, Anne Marie, Ph.D. (05. desember 2018). Kovalente eller molekylære forbindelsesegenskaper. Gjenopprettet fra: thoughtco.com
5. Wyman Elizabeth. (2019). Kovalente forbindelser. Studere. Gjenopprettet fra: study.com
6. Ophardt C. (2003). Kovalente forbindelser. Virtuell Chembook. Gjenopprettet fra: kjemi.elmhurst.edu
7. Dr. Gergens. (SF). Organisk kjemi: The Chemistry of Carbon Compounds. . Gjenopprettet fra: lekser.sdmesa.edu
8. Quimitube. (2012). Egenskaper til molekylære kovalente stoffer. Gjenopprettet fra: quimitube.com