Tyto vlastnosti kovalentní sloučeniny jsou založena na mnoha faktorech, které jsou závislé v podstatě na molekulární struktury. Začněme, kovalentní vazba se musí připojit k vašim atomům a nemohou existovat žádné elektrické náboje; jinak by se mluvilo o iontových nebo koordinačních sloučeninách.
V přírodě existuje příliš mnoho výjimek, v nichž se dělicí čára mezi třemi typy sloučenin rozmazává; obzvláště při zvažování makromolekul, schopných skrýt kovalentní i iontové oblasti. Obecně však kovalentní sloučeniny vytvářejí jednoduché jednotlivé jednotky nebo molekuly.
Pobřeží pláže, jeden z nekonečných příkladů zdrojů kovalentních a iontových sloučenin. Zdroj: Pexels.
Plyny, které tvoří atmosféru, a vánek, který zasáhl plážové pobřeží, není ničím jiným než množstvím molekul, které respektují konstantní složení. Kyslík, dusík, oxid uhličitý, jsou diskrétní molekuly s kovalentními vazbami a jsou důvěrně zapojeny do života planety.
A na mořské straně je molekula vody, OHO, typickým příkladem kovalentní sloučeniny. Na pobřeží je vidět nad písky, které jsou komplexní směsí erodovaných oxidů křemíku. Voda je při pokojové teplotě kapalná a tato vlastnost bude důležitá pro další sloučeniny.
Kovalentní vazba
V úvodu bylo zmíněno, že uvedené plyny mají kovalentní vazby. Když se podíváte na jejich molekulární struktury, uvidíte, že jejich vazby jsou dvojité a trojité: O = O, N≡N a O = C = O. Na rozdíl od toho další plyny mají jednoduché vazby: hh, Cl-Cl, FR a CH 4 (čtyři CH vazby s čtyřboká geometrií).
Charakteristickým rysem těchto vazeb a následně kovalentních sloučenin je to, že jsou to směrové síly; jde z jednoho atomu na druhý a jeho elektrony, pokud není rezonance, jsou lokalizovány. Zatímco v iontových sloučeninách jsou interakce mezi dvěma ionty nesměrové: přitahují a odpuzují další sousední ionty.
To znamená okamžité důsledky na vlastnosti kovalentních sloučenin. Pokud však jde o jeho vazby, je možné potvrdit, že pokud neexistují iontové náboje, sloučenina s jednoduchými, dvojitými nebo trojnými vazbami je kovalentní; a ještě více, pokud se jedná o řetězové struktury, nalezené v uhlovodících a polymerech.
Některé kovalentní sloučeniny se spojují do více vazeb, jako by to byly řetězce. Zdroj: Pexels.
Pokud v těchto řetězcích nejsou, jako v teflonovém polymeru, žádné iontové náboje, říká se, že se jedná o čisté kovalentní sloučeniny (v chemickém a nikoli kompozičním smyslu).
Molekulární nezávislost
Protože kovalentní vazby jsou směrové síly, vždy končí definicí diskrétní struktury, spíše než trojrozměrného uspořádání (jak se vyskytuje u krystalových struktur a mříží). Od kovalentních sloučenin lze očekávat malé, střední, prstencové, krychlové molekuly nebo s jakýmkoli jiným typem struktury.
Mezi malé molekuly patří například plyny, voda a další sloučeniny, jako jsou: I 2, Br 2, P 4, S 8 (se strukturou podobnou koruně), As 2 a silikonové polymery a uhlík.
Každá z nich má svou vlastní strukturu, nezávislou na vazbách svých sousedů. Chcete-li to zdůraznit, zvažte alotrotrop uhlíku, fullerenu, C 60:
Fullereny, jeden z nejzajímavějších allotropů uhlí. Zdroj: Pixabay.
Všimněte si, že má tvar fotbalového míče. Ačkoli koule mohou vzájemně interagovat, tuto symbolickou strukturu definovaly jejich kovalentní vazby; to znamená, že neexistuje žádná roztavená síť krystalických koulí, ale oddělená (nebo zhutněná).
Molekuly v reálném životě však nejsou samy o sobě: vzájemně interagují a vytvářejí viditelný plyn, kapalinu nebo pevnou látku.
Mezimolekulární síly
Intermolekulární síly, které drží jednotlivé molekuly pohromadě, jsou velmi závislé na jejich struktuře.
Nepolární kovalentní sloučeniny (jako jsou plyny) interagují prostřednictvím určitých typů sil (disperze nebo Londýn), zatímco polární kovalentní sloučeniny (jako je voda) interagují s jinými typy sil (dipól-dipól). Všechny tyto interakce mají jedno společné: jsou směrové, stejně jako kovalentní vazby.
Například molekuly vody interagují prostřednictvím vodíkových vazeb, což je zvláštní typ dipól-dipólových sil. Jsou umístěny takovým způsobem, že atomy vodíku ukazují na atomu kyslíku sousední molekuly: H 2 O - H 2 O., a proto tyto interakce představují směr specifické v prostoru.
Vzhledem k tomu, že intermolekulární síly kovalentních sloučenin jsou čistě směrové, znamená to, že jejich molekuly nemohou koalescentovat tak účinně jako iontové sloučeniny; a výsledek, teploty varu a teploty tání, které bývají nízké (T <300 ° C).
V důsledku toho jsou kovalentní sloučeniny při pokojové teplotě obvykle plynné, kapalné nebo měkké pevné látky, protože jejich vazby se mohou otáčet, což molekulám poskytuje flexibilitu.
Rozpustnost
Rozpustnost kovalentních sloučenin bude záviset na afinitě solut-rozpouštědlo. Pokud jsou nepolární, budou rozpustné v nepolárních rozpouštědlech, jako je dichlormethan, chloroform, toluen a tetrahydrofuran (THF); pokud jsou polární, budou rozpustné v polárních rozpouštědlech, jako jsou alkoholy, voda, ledová kyselina octová, amoniak atd.
Avšak za takovou afinitou mezi solutem a rozpouštědlem je v obou případech konstanta: kovalentní molekuly neporušují (s určitými výjimkami) své vazby ani nerozpadají atomy. Soli například ničí jejich chemickou identitu, když se rozpustí, a jejich ionty řeší samostatně.
Vodivost
Protože jsou neutrální, neposkytují vhodné médium pro migraci elektronů, a proto jsou špatnými vodiči elektřiny. Nicméně některé kovalentní sloučeniny, jako jsou halogenovodíky (HF, HCl, HBr, HI), disociují svou vazbu za vzniku iontů (H +: F -, Cl -, Br -…) a stávají se kyselinami (hydracidy).
Jsou také špatnými vodiči tepla. Je to proto, že jejich intermolekulární síly a vibrace jejich vazeb absorbují část přiváděného tepla před tím, než jejich molekuly zvýší energii.
Krystaly
Kovalentní sloučeniny, pokud to jejich mezimolekulární síly dovolují, mohou být uspořádány tak, aby vytvořily strukturální vzor; a tedy kovalentní krystal, bez iontových nábojů. Místo sítě iontů je tedy kovalentně spojená síť molekul nebo atomů.
Příklady těchto krystalů jsou: cukry obecně, jód, DNA, oxidy křemičité, diamanty, kyselina salicylová. S výjimkou diamantu mají tyto kovalentní krystaly teploty tání mnohem nižší než teploty tání iontových krystalů; to znamená, anorganické a organické soli.
Tyto krystaly jsou v rozporu s vlastností, že kovalentní pevné látky bývají měkké.
Reference
- Whitten, Davis, Peck a Stanley. (2008). Chemie. (8. ed.). CENGAGE Učení.
- Leenhouts, Doug. (13. března 2018). Charakteristika iontových a kovalentních sloučenin. Sciencing. Obnoveno z: sciencing.com
- Toppr. (sf). Kovalentní sloučeniny. Obnoveno z: toppr.com
- Helmenstine, Anne Marie, Ph.D. (5. prosince 2018). Vlastnosti kovalentních nebo molekulárních sloučenin. Obnoveno z: thinkco.com
- Wyman Elizabeth. (2019). Kovalentní sloučeniny. Studie. Obnoveno z: study.com
- Ophardt C. (2003). Kovalentní sloučeniny. Virtuální Chembook. Obnoveno z: chemistry.elmhurst.edu
- Dr. Gergens. (sf). Organická chemie: Chemie uhlíkových sloučenin.. Obnoveno z: homework.sdmesa.edu
- Quimitube. (2012). Vlastnosti molekulárních kovalentních látek. Obnoveno z: quimitube.com