Mes paaiškiname, kas yra kovalentinis ryšys ir kai kurios jo savybės. Taip pat kovalentinio ryšio tipai ir pavyzdžiai.
Kas yra kovalentinis ryšys?
Ryšio tipas vadinamas kovalentiniu Cheminis ryšys kas atsitinka, kai du atomai yra susieti su forma a molekulė, dalijimasis elektronų priklausantis jo valentiniam apvalkalui arba paskutiniam energijos lygiui, taip pasiekdamas gerai žinomą „stabilų oktetą“, pagal Gilberto Newtono Lewiso pasiūlytą „okteto taisyklę“ dėl atomų elektroninio stabilumo.
"okteto taisyklė“ teigia, kad jonų cheminių elementų, esančių Periodinė elementų lentelė, yra linkę užbaigti savo paskutinius energijos lygius 8 elektronais, o ši elektroninė konfigūracija suteikia jiems didelį stabilumą, kuris labai panašus į elektronų stabilumą. Inercinės dujos.
Kovalentiškai sujungti atomai turi vieną ar daugiau elektronų porų iš paskutinio energijos lygio. Tai vadinama molekulinė orbita į erdvės sritį, kurioje molekulėje yra elektronų tankis.
Šį elektronų tankį galima apibrėžti ir apskaičiuoti naudojant labai sudėtingas matematines lygtis, apibūdinančias elektronų elgesį molekulėse. Kita vertus, yra ir atominių orbitų, kurios apibrėžiamos kaip erdvės sritis, nurodanti tikimybę rasti elektroną aplink atomo branduolį. Taigi, kai sujungiamos kelios atominės orbitalės, susidaro molekulinės orbitalės.
Kovalentiniai ryšiai susidaro dalijantis elektronus tarp jungiančių atomų, ir jie skiriasi nuo joninės jungtys kuriame pastarajame vyksta elektronų perdavimas tarp joniniame ryšyje dalyvaujančių atomų (elektronai nepasidalinami).
Kad susidarytų joninis ryšys, atomas perkelia vieną ar daugiau elektronų kitam atomui, o ryšys susidaro elektrostatinei sąveikai tarp abiejų atomų, kurie yra elektriškai įkrauti, nes kai vyksta elektronų perdavimas, atomas (tas, kuris davė elektronus ) jis buvo paliktas su teigiamu krūviu (katijonu), o kitas atomas (tas, kuris priėmė elektronus) liko su neigiamu krūviu (anijonu).
Kita vertus, kovalentinis ryšys susidaro tarp atomų, kurie neturi didelio elektronegatyvumo skirtumo. Šis ryšys gali susidaryti tarp nemetalinių atomų arba tarp metalo atomų ir vandenilio. Joninė jungtis susidaro tarp atomų jonų, turinčių didelį elektronegatyvumo skirtumą, ir paprastai susidaro tarp atomų jonų. metaliniai elementai ir atomų jonai nemetaliniai elementai.
Svarbu paaiškinti, kad nėra absoliučiai kovalentinio ar absoliučiai joninio ryšio. Tiesą sakant, joninis ryšys dažnai laikomas kovalentinio ryšio „pervertinimu“.
Kovalentinio ryšio tipai
Yra šie kovalentinių ryšių tipai, atsižvelgiant į elektronų, kuriuos dalijasi surišti atomai, skaičių:
- Paprasta. Susieti atomai dalijasi viena elektronų pora iš paskutinio elektroninio apvalkalo (po vieną elektroną). Jį žymi linija molekuliniame junginyje. Pavyzdžiui: H-H (vandenilis-vandenilis), H-Cl (vandenilis-chloras).
- Dvigubas. Kiekvienas surištas atomas įneša po du elektronus iš paskutinio energetinio apvalkalo, sudarydamas dviejų elektronų porų ryšį. Jį vaizduoja dvi lygiagrečios linijos, viena viršuje ir viena apačioje, panašios į matematinį lygybės ženklą. Pavyzdžiui: O = O (deguonis-deguonis), O = C = O (deguonis-anglis-deguonis).
- Trigubas. Šį ryšį sudaro trys elektronų poros, tai yra, kiekvienas atomas įneša po 3 elektronus iš paskutinio energetinio sluoksnio. Jį vaizduoja trys lygiagrečios linijos, viena viršuje, viena viduryje ir viena žemiau. Pavyzdžiui: N≡N (azotas-azotas).
- Dative. Kovalentinio ryšio tipas, kuriame tik vienas iš dviejų sujungtų atomų sudaro du elektronus, o kitas – nė vieno. Jį žymi rodyklė molekuliniame junginyje. Pavyzdžiui, amonio jonai:
Kita vertus, pagal poliškumą (kai kurių molekulių savybę atskirti elektrinius krūvius savo struktūroje) galima atskirti polinius kovalentinius ryšius (kurie sudaro polines molekules) ir nepolinius kovalentinius ryšius (kurie susidaro nepolinės molekulės). polinis):
- Poliariniai kovalentiniai ryšiai. Atomai skirtingi elementai ir kai elektronegatyvumo skirtumas didesnis nei 0,5. Taigi, molekulės krūvio tankis bus neigiamas pačiame elektronegatyviausiame atome, nes šis atomas su didesne jėga pritraukia jungties elektronus, o teigiamo krūvio tankis išliks ant mažiau elektronneigiamo atomo. Krūvio tankių atskyrimas sukuria elektromagnetinius dipolius.
- Nepoliniai kovalentiniai ryšiai. To paties elemento atomai yra sujungti arba skirtingų elementų, bet turinčių panašius elektronegatyvumus, kurių elektronegatyvumo skirtumas yra mažesnis nei 0,4. Elektronų debesį vienodai intensyviai traukia abu branduoliai ir nesusidaro molekulinis dipolis.
Kovalentinio ryšio pavyzdžiai
Paprasti kovalentinio ryšio pavyzdžiai yra tie, kurie atsiranda šiose molekulėse:
- Grynas deguonis (O2). O = O (viena dviguba jungtis)
- Grynas vandenilis (H2). H-H (viena nuoroda)
- Anglies dioksidas (CO2). O = C = O (dvi dvigubos jungtys)
- Vanduo (H2O). H-O-H (du pavieniai ryšiai)
- Vandenilio chlorido rūgštis (HCl). H-Cl (vienguba jungtis)
- Grynas azotas (N2). N≡N (triguba jungtis)
- Ciano rūgštis (HCN). H-C≡N (viena vienguba ir viena triguba jungtis)