KOVALENTNÍ VAZBA: VLASTNOSTI, VLASTNOSTI A PŘÍKLADY - CHEMIE - 2025

Tyto kovalentní vazby jsou druh vazby mezi atomy, které tvoří molekuly prostřednictvím sdílení elektronů páry. Tyto vazby, které představují poměrně stabilní rovnováhu mezi jednotlivými druhy, umožňují každému atomu dosáhnout stability jeho elektronické konfigurace.

Tyto vazby jsou vytvořeny v jednoduché, dvojité nebo trojité verzi a mají polární a nepolární znaky. Atomy mohou přitahovat jiné druhy, což umožňuje tvorbu chemických sloučenin. Toto spojení může nastat různými silami, které vytvářejí slabou nebo silnou přitažlivost, iontové postavy nebo elektronovou výměnu.

Kovalentní dluhopisy jsou považovány za „silné“ dluhopisy. Na rozdíl od jiných silných vazeb (iontových vazeb) se kovalentní obvykle vyskytují v nekovových atomech a v těch, které mají podobné afinity k elektronům (podobné elektronegativity), což činí kovalentní vazby slabými a vyžaduje méně energie, aby se rozbily.

U tohoto typu vazby se obvykle používá tzv. Oktetové pravidlo pro odhad počtu atomů ke sdílení: toto pravidlo uvádí, že každý atom v molekule vyžaduje, aby 8 valenčních elektronů zůstalo stabilní. Prostřednictvím sdílení musí dosáhnout ztráty nebo zisku elektronů mezi druhy.

vlastnosti

Kovalentní vazby jsou ovlivněny elektronegativní vlastností každého z atomů zapojených do interakce párů elektronů; Pokud máte atom s výrazně vyšší elektronegativitou než druhý atom ve spoji, vytvoří se polární kovalentní vazba.

Pokud však oba atomy mají podobnou elektronegativní vlastnost, vytvoří se nepolární kovalentní vazba. To se děje proto, že elektrony nejvíce elektronegativních druhů budou na tento atom vázány více než v případě nejméně elektronegativity.

Stojí za zmínku, že žádná kovalentní vazba není zcela rovnoprávná, pokud dva zúčastněné atomy nejsou identické (a tedy nemají stejnou elektronegativitu).

Typ kovalentní vazby závisí na rozdílu v elektronegativitě mezi druhy, kde hodnota mezi 0 a 0,4 vede k nepolární vazbě a rozdíl od 0,4 do 1,7 vede k polární vazbě (Iontové vazby se objevují od 1.7).

Nepolární kovalentní vazba

Nepolární kovalentní vazba je vytvořena, když jsou elektrony sdíleny rovnoměrně mezi atomy. K tomu obvykle dochází, když mají dva atomy podobnou nebo stejnou elektronickou afinitu (stejný druh). Čím více jsou hodnoty afinity elektronů mezi zúčastněnými atomy, tím silnější je výsledná přitažlivost.

K tomu obvykle dochází v molekulách plynů, známých také jako diatomické prvky. Nepolární kovalentní vazby pracují se stejnou povahou jako polární vazby (atom s vyšší elektronegativitou přitáhne silněji elektron nebo elektrony druhého atomu).

Avšak v diatomických molekulách se elektronegativity vyřazují, protože jsou si rovny, což vede k nule.

Nepolární vazby jsou v biologii zásadní: pomáhají vytvářet vazby kyslíku a peptidu, které jsou vidět v řetězcích aminokyselin. Molekuly s vysokým počtem nepolárních vazeb jsou obvykle hydrofobní.

Polární kovalentní vazba

K polární kovalentní vazbě dochází, když dochází k nerovnoměrnému sdílení elektronů mezi dvěma druhy zapojenými do unie. V tomto případě má jeden ze dvou atomů podstatně vyšší elektronegativitu než druhý, a z tohoto důvodu přitáhne z křižovatky více elektronů.

Výsledná molekula bude mít mírně pozitivní stranu (stranu s nejnižší elektronegativitou) a mírně negativní stranu (s atomem s nejvyšší elektronegativitou). Rovněž bude mít elektrostatický potenciál, což dává sloučenině schopnost slabě se vázat na jiné polární sloučeniny.

Mezi nejčastější polární vazby jsou ty, které z vodíku s více elektronegativních atomů za vzniku sloučenin, jako je voda (H ₂ O).

Vlastnosti

Ve strukturách kovalentních vazeb se bere v úvahu řada vlastností, které se podílejí na studiu těchto vazeb a které pomáhají porozumět tomuto jevu sdílení elektronů:

Oktetovo pravidlo

Oktetové pravidlo formuloval americký fyzik a chemik Gilbert Newton Lewis, přestože před vědci to studovali.

To je pravidlo, které odráží pozorování, že atomy reprezentativních prvků mají tendenci se kombinovat tak, že každý atom dosáhne osmi elektronů ve své valenční schránce, což vede k tomu, že má elektronickou konfiguraci podobnou vzácným plynům. K reprezentaci těchto křižovatek se používají Lewisovy diagramy nebo struktury.

Tam jsou výjimky z tohoto pravidla, například v druhu s neúplným valenční pláště (molekuly se sedmi elektrony, jako je CH ₃, a reaktivních s šesti elektrony, jako je BH ₃); to se také děje v atomech s velmi malým počtem elektronů, jako je například helium, vodík a lithium.

Rezonance

Rezonance je nástroj používaný k reprezentaci molekulárních struktur a reprezentaci delokalizovaných elektronů, kde vazby nemohou být vyjádřeny jedinou Lewisovou strukturou.

V těchto případech musí být elektrony zastoupeny různými „přispívajícími“ strukturami, které se nazývají rezonanční struktury. Jinými slovy, rezonance je termín, který navrhuje použití dvou nebo více Lewisových struktur k reprezentaci konkrétní molekuly.

Tento koncept je zcela lidský a v daném okamžiku neexistuje žádná struktura molekuly, ale může existovat v jakékoli její verzi (nebo ve všech) současně.

Kromě toho přispívající (nebo rezonanční) struktury nejsou izomery: liší se pouze pozice elektronů, ale nikoli atomová jádra.

Aromatičnost

Tento koncept se používá k popisu cyklické, rovinné molekuly s kruhem rezonančních vazeb, které vykazují větší stabilitu než jiná geometrická uspořádání se stejnou atomovou konfigurací.

Aromatické molekuly jsou velmi stabilní, protože se snadno nerozbijí ani nereagují s jinými látkami. V benzenu jsou prototypy aromatických sloučenin, konjugované pí (π) vazby, vytvořeny ve dvou různých rezonančních strukturách, které tvoří vysoce stabilní hexagon.

Sigma link

Je to nejjednodušší pouto, ve kterém se spojí dvě „s“ orbity. Sigma vazby se vyskytují ve všech jednoduchých kovalentních vazbách a mohou se vyskytovat i v orbitálech „p“, pokud se na sebe dívají.

Bond pi (π)

K této vazbě dochází mezi dvěma „p“ orbitaly, které jsou paralelní. Vazují se vedle sebe (na rozdíl od sigma, který se váže tváří v tvář) a tvoří oblasti hustoty elektronů nad a pod molekulou.

Kovalentní dvojné a trojné vazby zahrnují jednu nebo dvě pí vazby a ty dávají molekule tuhý tvar. Pi svazky jsou slabší než sigma vazby, protože dochází k menšímu překrývání.

Druhy kovalentních vazeb

Kovalentní vazby mezi dvěma atomy mohou být tvořeny párem elektronů, ale mohou být také tvořeny dvěma nebo dokonce třemi páry elektronů, takže tyto budou vyjádřeny jako jednoduché, dvojné a trojné vazby, které jsou reprezentovány různými typy odbory (sigma a pi svazky) pro každý.

Jednotlivé vazby jsou nejslabší a trojité vazby jsou nejsilnější; K tomu dochází, protože trojice mají nejkratší délku vazby (větší přitažlivost) a největší vazebnou energii (vyžadují více energie, aby se rozbily).

Jednoduchý odkaz

Je to sdílení jediného páru elektronů; to znamená, že každý zúčastněný atom sdílí jeden elektron. Tato unie je nejslabší a zahrnuje jedinou sigma (σ) bond. Je reprezentována čarou mezi atomy; například v případě, že molekuly vodíku (H ₂):

H H

Dvojitý odkaz

V tomto typu vazby tvoří dva sdílené páry elektronů vazby; to znamená, že jsou sdíleny čtyři elektrony. Tato vazba zahrnuje jednu sigma (σ) a jednu pi (π) vazbu a je reprezentována dvěma řádky; například v případě oxidu uhličitého (CO ₂):

O = C = O

Trojitá vazba

Tato vazba, nejsilnější, která existuje mezi kovalentními vazbami, nastává, když atomy sdílejí šest elektronů nebo tři páry ve vazbě sigma (σ) a dvou pi (π). Je reprezentován třemi liniemi a je možné vidět v molekulách, jako je acetylen (C ₂ H ₂):

HC≡CH

Nakonec byly pozorovány čtyřnásobné vazby, ale jsou vzácné a hlavně omezené na kovové sloučeniny, jako je octan chromitý a další.

Příklady

U jednoduchých vazeb je nejběžnějším případem vodík, jak je vidět níže:

Případ trojné vazby je případ nitrogenů v oxidu dusném (N ₂ O), jak je vidět níže, s viditelnými vazbami sigma a pi:

Reference

1. Chang, R. (2007). Chemie. (9. ed.). McGraw-Hill.
2. Chem Libretexts. (sf). Citováno z Chem.libretexts.org
3. Anne Marie Helmenstine, P. (nd). Citováno z thinkco.com
4. Lodish, H., Berk, A., Zipursky, SL, Matsudaira, P., Baltimore, D., & Darnell, J. (2000). Molekulární buněčná biologie. New York: WH Freeman.
5. Wikiverzita. (sf). Citováno z en.wikiversity.org