Vi forklarer hva en kovalent binding er og noen av dens egenskaper. Også typer kovalente bindinger og eksempler.
Hva er en kovalent binding?
En type binding kalles kovalent Kjemisk forbindelse hva skjer når to atomer er knyttet til skjema a molekyl, deling elektroner som tilhører dets valensskal eller siste energinivå, og når dermed den velkjente "stabile oktetten", i henhold til "oktettregelen" foreslått av Gilbert Newton Lewis om atomers elektroniske stabilitet.
den "oktettregel"Stater som ioner av de kjemiske elementene som ligger i Periodiske tabell, har en tendens til å fullføre sine siste energinivåer med 8 elektroner, og denne elektroniske konfigurasjonen gir dem stor stabilitet, som er veldig lik elektronene. Edelgasser.
Kovalent bundne atomer deler ett eller flere par elektroner fra deres siste energinivå. Det kalles molekylær orbital til området i rommet hvor elektrontettheten er lokalisert i molekylet.
Denne elektrontettheten kan defineres og beregnes ved hjelp av svært komplekse matematiske ligninger som beskriver oppførselen til elektroner i molekyler. På den annen side er det også atomorbitaler, som er definert som området i rommet som representerer sannsynligheten for å finne et elektron rundt atomkjernen. Således, når flere atomorbitaler kombineres, genereres molekylære orbitaler.
Kovalente bindinger dannes ved å dele elektroner mellom bindingsatomene, og de skiller seg fra ioniske bindinger der i sistnevnte er det en overføring av elektroner mellom atomene involvert i ionbindingen (ingen elektroner er delt).
For at en ionisk binding skal dannes, overfører et atom ett eller flere elektroner til et annet atom, og bindingen dannes ved elektrostatisk interaksjon mellom begge atomene som er elektrisk ladet, fordi når overføringen av elektroner skjer, vil et atom (det som ga elektroner) ) det ble stående med en positiv ladning (kation) og det andre atomet (det som tok imot elektroner) ble igjen med en negativ ladning (anion).
På den annen side dannes den kovalente bindingen mellom atomer som ikke har stor elektronegativitetsforskjell. Denne bindingen kan dannes mellom ikke-metalliske atomer, eller mellom metalliske atomer og hydrogen. Ionebindingen dannes mellom ioner av atomer med høy elektronegativitetsforskjell, og dannes vanligvis mellom ioner av atomer av metalliske elementer og ioner av atomer av ikke-metalliske elementer.
Det er viktig å klargjøre at det ikke er noen absolutt kovalent binding, eller en absolutt ionisk binding. Faktisk blir ionisk binding ofte sett på som en "overdrivelse" av den kovalente bindingen.
Kovalente bindingstyper
Det er følgende typer kovalente bindinger, basert på antall elektroner som deles av de bundne atomene:
- Enkel. Bondede atomer deler ett elektronpar fra deres siste elektroniske skall (ett elektron hver). Det er representert med en linje i den molekylære forbindelsen. For eksempel: H-H (hydrogen-hydrogen), H-Cl (hydrogen-klor).
- Dobbelt. De bundne atomene bidrar med to elektroner fra deres siste energiskall, og danner en binding av to par elektroner. Det er representert av to parallelle linjer, en over og en under, som ligner på det matematiske likhetstegnet. For eksempel: O = O (oksygen-oksygen), O = C = O (oksygen-karbon-oksygen).
- Trippel. Denne bindingen er dannet av tre par elektroner, det vil si at hvert atom bidrar med 3 elektroner fra sitt siste energilag. Det er representert av tre parallelle linjer, plassert en over, en i midten og en under. For eksempel: N≡N (nitrogen-nitrogen).
- Dativ. En type kovalent binding der bare ett av de to bundne atomene bidrar med to elektroner og det andre imidlertid ingen. Det er representert med en pil i den molekylære forbindelsen. For eksempel ammoniumionet:
På den annen side, i henhold til tilstedeværelsen eller ikke av polaritet (egenskapen til noen molekyler for å skille de elektriske ladningene i strukturen deres), er det mulig å skille mellom polare kovalente bindinger (som danner polare molekyler) og ikke-polare kovalente bindinger (som danner ikke-polare molekyler). polare):
- Polare kovalente bindinger. Atomer av forskjellige elementer og med elektronegativitetsforskjell over 0,5. Dermed vil molekylet ha en negativ ladningstetthet på det mest elektronegative atomet, siden dette atomet tiltrekker seg elektronene i bindingen med større kraft, mens en positiv ladningstetthet vil forbli på det mindre elektronegative atomet. Separasjon av ladningstettheter genererer elektromagnetiske dipoler.
- Ikke-polare kovalente bindinger. Atomer av samme grunnstoff er bundet, eller av forskjellige grunnstoffer, men med lignende elektronegativiteter, med en elektronegativitetsforskjell på mindre enn 0,4. Elektronskyen tiltrekkes med lik intensitet av både kjerner og en molekylær dipol dannes ikke.
Eksempler på kovalent binding
Enkle eksempler på kovalent binding er de som forekommer i følgende molekyler:
- Rent oksygen (O2). O = O (en dobbeltbinding)
- Rent hydrogen (H2). H-H (en enkelt lenke)
- Karbondioksid (CO2). O = C = O (to dobbeltbindinger)
- Vann (H2O). H-O-H (to enkeltbindinger)
- Saltsyre (HCl). H-Cl (en enkeltbinding)
- Rent nitrogen (N2). N≡N (en trippelbinding)
- Blåsyre (HCN). H-C≡N (en enkelt- og en trippelbinding)