Kovalente Verknüpfungsmerkmale, Eigenschaften, Typen und Beispiele

Die kovalente Bindungen sie sind eine Art Vereinigung von Atomen, die durch die Teilung von Elektronenpaaren Moleküle bilden. Diese Verbindungen, die eine ziemlich stabile Balance zwischen jeder Spezies darstellen, erlauben jedem Atom, die Stabilität seiner elektronischen Konfiguration zu erreichen.

Diese Links werden in einfachen, doppelten oder dreifachen Versionen gebildet und haben polare und nicht-polare Zeichen. Atome können andere Arten anlocken und so die Bildung chemischer Verbindungen ermöglichen. Diese Vereinigung kann durch verschiedene Kräfte erfolgen, die eine schwache oder starke Anziehung oder ionische Eigenschaften oder durch Elektronenaustausch erzeugen.

Kovalente Bindungen gelten als "starke" Verbindungen. Im Gegensatz zu anderen starken Bindungen (Ionenbindungen) treten kovalente Bindungen gewöhnlich in nichtmetallischen Atomen und in solchen mit ähnlichen Affinitäten für Elektronen auf (ähnliche Elektronegativitäten), wodurch kovalente Bindungen schwach werden und weniger Energie zum Brechen benötigt wird.

Bei dieser Art von Verknüpfung wird üblicherweise die sogenannte Regel des Oktetts angewendet, um die Anzahl der zu teilenden Atome zu schätzen: Diese Regel besagt, dass jedes Atom in einem Molekül 8 Valenzelektronen benötigt, um stabil zu bleiben. Durch das Teilen müssen diese einen Verlust oder Gewinn von Elektronen zwischen Spezies erreichen.

Index

• 1 Eigenschaften
  • 1.1 Unpolare kovalente Bindung
  • 1.2 Polare kovalente Bindung
• 2 Eigenschaften
  • 2.1 Regel des Oktetts
  • 2.2 Resonanz
  • 2.3 Aromatizität
• 3 Arten von kovalenten Bindungen
  • 3.1 Einfache Verbindung
  • 3.2 Doppelverbindung
  • 3.3 Dreifachverbindung
• 4 Beispiele
• 5 Referenzen

Eigenschaften

Kovalente Bindungen werden durch die elektronegative Eigenschaft jedes der an der Wechselwirkung von Elektronenpaaren beteiligten Atome beeinflusst; Wenn Sie ein Atom mit einer Elektronegativität haben, die beträchtlich größer ist als die des anderen Atoms in der Vereinigung, wird eine polare kovalente Bindung gebildet.

Wenn jedoch beide Atome eine ähnliche elektronegative Eigenschaft haben, wird eine nicht-polare kovalente Bindung gebildet. Dies geschieht, weil die Elektronen der elektronegativsten Spezies mehr an dieses Atom gebunden sind als im Fall der am wenigsten elektronegativen.

Es ist erwähnenswert, dass keine kovalente Bindung völlig gleich ist, es sei denn, die zwei beteiligten Atome sind identisch (und haben somit die gleiche Elektronegativität).

Die Art der kovalenten Bindung hängt vom Unterschied in der Elektronegativität zwischen den Spezies ab, wobei ein Wert zwischen 0 und 0,4 zu einer unpolaren Bindung führt und eine Differenz von 0.4 zu 1.7 zu einer polaren Bindung führt (die Ionenbindungen erscheinen von 1.7).

Unpolare kovalente Bindung

Die unpolare kovalente Bindung wird erzeugt, wenn Elektronen gleichmäßig zwischen Atomen geteilt werden. Dies tritt gewöhnlich auf, wenn die zwei Atome eine ähnliche oder gleiche elektronische Affinität (gleiche Spezies) haben. Je ähnlicher die Werte der elektronischen Affinität zwischen den beteiligten Atomen sind, desto stärker wird die resultierende Anziehung sein.

Dies tritt normalerweise in Gasmolekülen auf, die auch als zweiatomige Elemente bekannt sind. Die unpolaren kovalenten Bindungen arbeiten mit der gleichen Natur wie die polaren (das Atom höherer Elektronegativität wird das Elektron oder die Elektronen des anderen Atoms stärker anziehen).

In den zweiatomigen Molekülen werden jedoch die Elektronegativitäten aufgehoben, da sie gleich sind und eine Ladung von Null ergeben.

Nicht-polare Bindungen sind in der Biologie entscheidend: Sie helfen, die Sauerstoff- und Peptidbindungen zu bilden, die in den Ketten der Aminosäuren beobachtet werden. Moleküle mit einem hohen Anteil an unpolaren Bindungen sind üblicherweise hydrophob.

Polare kovalente Bindung

Die polare kovalente Bindung tritt auf, wenn es eine ungleiche Aufteilung der Elektronen zwischen den beiden an der Vereinigung beteiligten Spezies gibt. In diesem Fall hat eines der beiden Atome eine Elektronegativität, die beträchtlich größer ist als die des anderen, und wird aus diesem Grund mehr Elektronen der Vereinigung anziehen.

Das resultierende Molekül hat eine leicht positive Seite (die die geringste Elektronegativität hat) und eine leicht negative Seite (mit dem Atom mit der höchsten Elektronegativität). Es wird auch ein elektrostatisches Potential haben, das der Verbindung die Fähigkeit verleiht, sich schwach an andere polare Verbindungen zu binden.

Die häufigsten polaren Bindungen sind solche von Wasserstoff mit mehr elektronegativen Atomen, um Verbindungen wie Wasser (H₂O).

Eigenschaften

In den Strukturen der kovalenten Bindungen werden eine Reihe von Eigenschaften berücksichtigt, die bei der Untersuchung dieser Verbindungen eine Rolle spielen und helfen, dieses Phänomen des Elektronenaustauschs zu verstehen:

Regel des Oktetts

Die Oktettregel wurde vom amerikanischen Physiker und Chemiker Gilbert Newton Lewis formuliert, obwohl es Wissenschaftler gab, die das vor ihm studierten.

Es ist eine Faustregel, die die Beobachtung widerspiegelt, dass die Atome der repräsentativen Elemente normalerweise so kombiniert werden, dass jedes Atom die acht Elektronen in seiner Valenzschale erreicht, was dazu führt, dass es eine elektronische Konfiguration ähnlich den Edelgasen hat. Lewis-Diagramme oder -Strukturen werden verwendet, um diese Verbindungen darzustellen.

Es gibt Ausnahmen von dieser Regel, zB bei Spezies mit unvollständiger Valenzschicht (Moleküle mit sieben Elektronen wie CH)₃und reaktive Sechselektronenspezies wie BH₃); es geschieht auch in Atomen mit sehr wenigen Elektronen, wie zum Beispiel Helium, Wasserstoff und Lithium.

Resonanz

Resonanz ist ein Werkzeug zur Darstellung molekularer Strukturen und repräsentiert delokalisierte Elektronen, bei denen die Bindungen nicht mit einer einzigen Lewis-Struktur exprimiert werden können.

In diesen Fällen müssen die Elektronen mit mehreren "beitragenden" Strukturen, sogenannten resonanten Strukturen, dargestellt werden. Mit anderen Worten, Resonanz ist der Begriff, der die Verwendung von zwei oder mehr Lewis-Strukturen zur Darstellung eines bestimmten Moleküls nahelegt.

Dieses Konzept ist vollständig menschlich, und es gibt keine einzige Struktur des Moleküls zu einer gegebenen Zeit, aber es kann in jeder Version (oder in allen) gleichzeitig existieren.

Darüber hinaus sind die beitragenden (oder resonierenden) Strukturen keine Isomere: nur die Position der Elektronen kann sich unterscheiden, nicht aber die Atomkerne.

Aromatizität

Dieses Konzept wird verwendet, um ein zyklisches und flaches Molekül mit einem Ring aus Resonanzbindungen zu beschreiben, die eine größere Stabilität als andere geometrische Anordnungen mit der gleichen atomaren Konfiguration aufweisen.

Die aromatischen Moleküle sind sehr stabil, weil sie nicht leicht brechen oder normalerweise mit anderen Substanzen reagieren. In Benzol, der prototypischen aromatischen Verbindung, werden pi (π) konjugierte Bindungen in zwei verschiedenen Resonanzstrukturen gebildet, die ein Sechseck mit hoher Stabilität bilden.

Sigma Verbindung (σ)

Es ist die einfachste Verbindung, in der zwei "s" Orbitale zusammenkommen. Sigma-Bindungen sind in allen einfachen kovalenten Bindungen dargestellt und können auch in "p" -Orbitalen auftreten, während diese sich gegenseitig betrachten.

Link Pi (π)

Diese Verbindung ist zwischen zwei "p" Orbitalen, die parallel sind. Sie sind (im Gegensatz zum Sigma, das sich von Angesicht zu Angesicht verbindet) Seite an Seite verbunden und bilden Bereiche der Elektronendichte oberhalb und unterhalb des Moleküls.

Zwei- und dreifache kovalente Bindungen umfassen eine oder zwei Pi-Bindungen, die dem Molekül eine starre Form verleihen. Pi-Links sind schwächer als Sigma, da es weniger Überlappungen gibt.

Arten von kovalenten Bindungen

Die kovalenten Bindungen zwischen zwei Atomen können durch ein Paar von Elektronen gebildet werden, aber sie können auch durch zwei oder sogar drei Paare von Elektronen gebildet werden, so dass sie als Einzel-, Doppel- und Dreifachbindungen ausgedrückt werden, die mit verschiedenen Arten von Junctions (Sigma und Pi Links) für jeden.

Die einfachen Glieder sind die Schwächsten und die Dreifachen die Stärksten; Dies geschieht, weil die Tripel diejenigen mit der kürzesten Verbindungslänge (größte Anziehung) und der höchsten Verbindungsenergie sind (sie benötigen mehr Energie, um zu brechen).

Einfacher Link

Es ist das Teilen eines einzelnen Elektronenpaares; das heißt, jedes beteiligte Atom teilt ein einzelnes Elektron. Diese Vereinigung ist die schwächste und beinhaltet eine einzige Sigmabindung (σ). Es ist mit einer Linie zwischen den Atomen dargestellt; zum Beispiel im Falle des Wasserstoffmoleküls (H₂):

H-H

Doppelte Verbindung

Bei dieser Art von Bindung bilden zwei gemeinsame Elektronenpaare Bindungen; das heißt, vier Elektronen sind geteilt. Diese Verbindung beinhaltet eine Sigma- (σ) und eine Pi (π) -Verbindung und wird durch zwei Striche dargestellt; beispielsweise im Fall von Kohlendioxid (CO₂):

O = C = O

Dreifacher Link

Diese Bindung, die stärkste, die zwischen den kovalenten Bindungen existiert, tritt auf, wenn die Atome sechs Elektronen oder drei Paare teilen, in einer Vereinigung sigma (σ) und zwei pi (π). Es ist mit drei Streifen dargestellt und kann in Molekülen wie Acetylen (C₂H₂):

H-C≡C-H

Schließlich wurden Vierfachbindungen beobachtet, die jedoch selten sind und hauptsächlich auf Metallverbindungen wie Chrom (II) acetat und andere beschränkt sind.

Beispiele

Für einfache Links ist der häufigste Fall Wasserstoff, wie unten zu sehen ist:

Der Fall einer Dreifachbindung ist der von Stickstoffen in Lachgas (N₂O), wie unten zu sehen, mit den Sigma und Pi Links sichtbar:

Referenzen

1. Chang, R. (2007). Chemie (9. Ausgabe). McGraw-Hügel.
2. Chem Libretexte. (s.). Von chem.libretexts.org abgerufen
3. Anne Marie Helmenstine, P. (s.f.). Von thinkco.com abgerufen
4. Lodish, H., Berk, A., Zipursky, S. L., Matsudaira, P., Baltimore, D., und Darnell, J. (2000). Molekulare Zellbiologie. New York: W. H. Freeman.
5. Wikiversity (s.). Von en.wikiversity.org bezogen