KOVALENTNA VEZA: KARAKTERISTIKE, SVOJSTVA I PRIMJERI - KEMIJA - 2025

A kovalentne veze su vrsta veze između atoma molekule formiraju dijeljenjem elektrona parova. Ove veze, koje predstavljaju prilično stabilnu ravnotežu između svake vrste, omogućuju svakom atomu postizanje stabilnosti njegove elektroničke konfiguracije.

Te su veze formirane u jednostrukoj, dvostrukoj ili trostrukoj verziji i imaju polarne i nepolarne znakove. Atomi mogu privući druge vrste i na taj način omogućuju stvaranje kemijskih spojeva. Do ovog spajanja mogu se javiti različite sile, stvarajući slabu ili jaku privlačnost, ionske likove ili razmjenu elektrona.

Kovalentne veze smatraju se "jakim" vezama. Za razliku od drugih jakih veza (ionske veze), kovalentne se obično javljaju u nemetalnim atomima i u onima koje imaju slične afinitete prema elektronima (slične elektronegativnosti), što kovalentne veze slabi i zahtijeva manje energije da se razbiju.

U ovoj vrsti veze obično se koristi takozvano oktetovo pravilo za procjenu broja atoma koje treba dijeliti: ovo pravilo kaže da svaki atom u molekuli treba 8 valencijskih elektrona da bi ostali stabilni. Dijeljenjem moraju postići gubitak ili dobitak elektrona između vrsta.

karakteristike

Na kovalentne veze utječe elektronegativno svojstvo svakog od atoma koji su uključeni u interakciju parova elektrona; Kad imate atom sa znatno većom elektronegativnošću od drugog atoma u spojnici, formirat će se polarna kovalentna veza.

Međutim, kada oba atoma imaju slično elektronegativno svojstvo, formirat će se nepolarna kovalentna veza. To se događa jer će se elektroni najviše elektronegativne vrste više vezati za taj atom nego u slučaju one s najmanje elektronegativnosti.

Vrijedi napomenuti da nijedna kovalentna veza nije u potpunosti egalitarna, osim ako su dva uključena atoma identična (i stoga imaju istu elektronegativnost).

Vrsta kovalentne veze ovisi o razlici elektronegativnosti među vrstama, gdje vrijednost između 0 i 0,4 rezultira nepolarnom vezom, a razlika od 0,4 do 1,7 rezultira polarnom vezom (Ionske veze pojavljuju se od 1.7).

Nepolarna kovalentna veza

Nepolarna kovalentna veza nastaje kada se elektroni dijele jednaki između atoma. To se obično događa kada dva atoma imaju sličan ili jednak elektronički afinitet (iste vrste). Što su sličnije vrijednosti afiniteta elektrona između uključenih atoma, to je jača rezultirajuća privlačnost.

To se obično događa u molekulama plina, poznatim i kao diatomski elementi. Nepolarne kovalentne veze djeluju iste naravi kao i polarne (atom s većom elektronegativnošću snažnije će privući elektron ili elektrone drugog atoma).

Međutim, u dijatomskim molekulama elektronegativnosti se poništavaju jer su jednake, što rezultira nabojem nula.

Nepolarne veze ključne su u biologiji: pomažu u stvaranju kisikovih i peptidnih veza koje se vide u lancima aminokiselina. Molekule s velikim brojem nepolarnih veza obično su hidrofobne.

Polarna kovalentna veza

Polarna kovalentna veza nastaje kada postoji nejednaka podjela elektrona između dviju vrsta uključenih u uniju. U ovom slučaju, jedan od dva atoma ima znatno veću elektronegativnost od drugog, i zbog toga će iz spojnice privući više elektrona.

Dobivena molekula imat će blago pozitivnu stranu (onu s najmanjom elektronegativnošću) i blago negativnu stranu (s atomom s najvećom elektronegativnošću). Također će imati elektrostatički potencijal, što će spoju dati sposobnost da se slabo veže za druge polarne spojeve.

Najčešći polarne veze su oni vodik s više atoma na elektro obliku spojevi kao što su voda (H ₂ O).

Svojstva

U strukturama kovalentnih veza uzima se u obzir niz svojstava koja su uključena u proučavanje tih veza i pomažu razumjeti ovaj fenomen dijeljenja elektrona:

Oktetovo pravilo

Pravilo okteta formulirao je američki fizičar i kemičar Gilbert Newton Lewis, iako je prije njega bilo znanstvenika koji su to proučavali.

To je pravilo koje odražava opažanje da se atomi reprezentativnih elemenata kombiniraju na takav način da svaki atom dosegne osam elektrona u svojoj valentnoj ljusci, što dovodi do toga da ima elektroničku konfiguraciju sličnu plemenitim plinovima. Za predstavljanje ovih spojeva koriste se Lewisovi dijagrami ili strukture.

Postoje iznimke ovom pravilu, na primjer u vrsta s nepotpunom valentne ljuske (molekule sa sedam elektronima poput CH ₃, i reaktivnih sa šest elektrona kao što su BH ₃); dešava se i u atomima s vrlo malo elektrona, poput helija, vodika i litija, među ostalim.

rezonancija

Resonancija je alat koji se koristi za predstavljanje molekularnih struktura i predstavlja delokalizirane elektrone gdje se veze ne mogu izraziti s jednom Lewisovom strukturom.

U tim slučajevima, elektroni moraju biti predstavljeni različitim "doprinosnim" strukturama, nazvanim rezonantnim strukturama. Drugim riječima, rezonanca je taj pojam koji sugerira uporabu dvije ili više Lewisovih struktura za predstavljanje određene molekule.

Ovaj je koncept potpuno ljudski i ne postoji nijedna ili druga struktura molekule u bilo kojem trenutku, ali on može postojati u bilo kojoj verziji istog (ili u svim) istovremeno.

Nadalje, doprinosne (ili rezonantne) strukture nisu izomeri: može se razlikovati samo položaj elektrona, ali ne i atomske jezgre.

aromata

Ovaj se koncept koristi za opisivanje ravne cikličke molekule s prstenom rezonantnih veza koje pokazuju veću stabilnost od ostalih geometrijskih rasporeda s istom atomskom konfiguracijom.

Aromatske molekule vrlo su stabilne, jer se ne razgrađuju lako niti obično reagiraju s drugim tvarima. U benzenu, prototip aromatskog spoja, konjugirane pi (π) veze nastaju u dvije različite rezonantne strukture, koje tvore vrlo stabilan šesterokut.

Sigma veza

To je najjednostavnija veza u kojoj se dvije "s" orbitale spajaju. Sigma veze javljaju se u svim jednostavnim kovalentnim vezama, a mogu se pojaviti i u "p" orbitalima, sve dok se gledaju.

Bond pi (π)

Ta se veza događa između dvije "p" orbitale koje su paralelne. Vežu se jedno pored drugoga (za razliku od sigme, koja se veže licem u lice) i tvore područja gustoće elektrona iznad i ispod molekule.

Kovalentne dvostruke i trostruke veze uključuju jednu ili dvije pi veze, koje daju molekuli kruti oblik. Pi veze slabije su od sigma veza, jer se manje preklapaju.

Vrste kovalentnih veza

Kovalentne veze između dva atoma mogu tvoriti par elektrona, ali mogu ih tvoriti i dva ili najviše tri para elektrona, tako da će one biti izražene kao jednostruke, dvostruke i trostruke veze, koje su predstavljene različitim vrstama sindikati (sigma i pi veze) za svakog.

Pojedinačne veze su najslabije, a trostruke su veze najjače; To se događa jer trojke imaju najkraću dužinu veze (veća privlačnost) i najveću energiju veze (za raskid im je potrebno više energije).

Jednostavna veza

To je dijeljenje jednog para elektrona; to jest, svaki uključeni atom dijeli jedan elektron. Ova je unija najslabija i uključuje jednu sigmu (σ) vezu. Predstavlja se linijom između atoma; na primjer, u slučaju molekule vodika (H ₂):

H H

Dvostruka veza

U ovoj vrsti veze, dva zajednička para elektrona tvore veze; to jest, dijele se četiri elektrona. Ta veza uključuje jednu sigmu (σ) i jednu pi (π) vezu, a predstavljena je s dvije linije; na primjer, u slučaju ugljičnog dioksida (CO ₂):

O = C = O

Trostruka veza

Ta veza, najjača koja postoji među kovalentnim vezama, događa se kada atomi dijele šest elektrona ili tri para, u sigma (σ) i dvije pi (π) veze. Je predstavljen s tri linije i može se vidjeti na molekule kao što su acetilena (C ₂ H ₂):

HC≡CH

Konačno, primijećene su četverostruke veze, ali su rijetke i uglavnom su ograničene na metalne spojeve, poput krom (II) acetata i drugih.

Primjeri

Za jednostavne veze najčešći je slučaj vodika, kao što je vidljivo u nastavku:

Slučaj trostruku vezu jest u dušikovog oksida dušika (N ₂ O), kao što se vidi u nastavku, s vezama sigma i pi vidljivih:

Reference

1. Chang, R. (2007). Kemija. (9. izd.). McGraw-Hill.
2. Chem Libretexts. (SF). Preuzeto s chem.libretexts.org
3. Anne Marie Helmenstine, P. (drugo). Preuzeto s thinkco.com
4. Lodish, H., Berk, A., Zipursky, SL, Matsudaira, P., Baltimore, D., i Darnell, J. (2000). Molekularna stanična biologija. New York: WH Freeman.
5. Wikiučilište. (SF). Preuzeto sa en.wikiversity.org