KOVALENT BINDNING: EGENSKAPER, EGENSKAPER OCH EXEMPEL - KEMI - 2026

De kovalenta bindningarna är en typ av bindning mellan atomer som bildar molekyler genom att dela elektronpar. Dessa bindningar, som representerar en ganska stabil balans mellan varje art, gör att varje atom kan uppnå stabiliteten i sin elektroniska konfiguration.

Dessa bindningar bildas i enkla, dubbla eller tredubbla versioner och har polära och icke-polära tecken. Atomer kan locka till sig andra arter och därmed tillåta bildning av kemiska föreningar. Denna sammanslutning kan inträffa med olika krafter, generera en svag eller stark attraktion, joniska tecken eller elektronbyte.

Kovalenta obligationer betraktas som "starka" obligationer. Till skillnad från andra starka bindningar (joniska bindningar) förekommer kovalenta bindningar vanligtvis i icke-metalliska atomer och i sådana som har liknande affiniteter för elektroner (liknande elektronegativiteter), vilket gör de kovalenta bindningarna svaga och kräver mindre energi för att bryta.

I denna typ av bindning tillämpas vanligen den så kallade Octet-regeln för att uppskatta antalet atomer som ska delas: denna regel säger att varje atom i en molekyl kräver 8 valenselektroner för att förbli stabila. Genom delning måste de uppnå förlust eller förvärv av elektroner mellan arter.

egenskaper

Kovalenta bindningar påverkas av den elektronegativa egenskapen hos var och en av atomerna som är involverade i interaktionen mellan elektronpar; När du har en atom med betydligt högre elektronegativitet än den andra atomen i korsningen, bildas en polär kovalent bindning.

Men när båda atomerna har en liknande elektronegativ egenskap, bildas en icke-polär kovalent bindning. Detta händer eftersom elektronerna från de mest elektronegativa arterna kommer att vara mer bundna till denna atom än för den med minst elektronegativitet.

Det är värt att notera att inget kovalent bindning är helt jämlikt, såvida de två involverade atomerna är identiska (och därmed har samma elektronegativitet).

Typen av kovalent bindning beror på skillnaden i elektronegativitet mellan arter, där ett värde mellan 0 och 0,4 resulterar i en icke-polär bindning, och en skillnad på 0,4 till 1,7 resulterar i en polär bindning ( Joniska bindningar visas från 1.7).

Icke-polär kovalent bindning

Den icke-polära kovalenta bindningen genereras när elektroner delas lika mellan atomer. Detta inträffar vanligtvis när de två atomerna har en liknande eller lika elektronisk affinitet (samma art). Ju mer lik elektronvärdena är mellan de involverade atomerna, desto starkare blir den resulterande attraktionen.

Detta förekommer vanligtvis i gasmolekyler, även kända som diatomiska element. Icke-polära kovalenta bindningar fungerar med samma karaktär som polära (atomen med högre elektronegativitet kommer att locka starkare elektron eller elektroner från den andra atomen).

I diatomiska molekyler avbryter emellertid elektronegativiteterna eftersom de är lika, vilket resulterar i en laddning av noll.

Icke-polära bindningar är avgörande i biologin: de hjälper till att bilda syre- och peptidbindningarna som ses i aminosyrakedjor. Molekyler med ett stort antal icke-polära bindningar är vanligtvis hydrofoba.

Polär kovalent bindning

Den polära kovalenta bindningen uppstår när det finns en ojämn delning av elektroner mellan de två arter som är inblandade i unionen. I det här fallet har en av de två atomerna en avsevärt högre elektronegativitet än den andra, och av den anledningen kommer den att locka fler elektroner från korsningen.

Den resulterande molekylen kommer att ha en något positiv sida (den med den lägsta elektronegativiteten) och en något negativ sida (med atomen med den högsta elektronegativiteten). Det kommer också att ha en elektrostatisk potential, vilket ger föreningen förmågan att svagt binda till andra polära föreningar.

De vanligaste polära bindningar är de av väte med mer elektronegativa atomer för att bilda föreningar, såsom vatten (H ₂ O).

Egenskaper

I strukturerna för kovalenta bindningar beaktas en serie egenskaper som är involverade i studien av dessa bindningar och hjälper till att förstå detta fenomen med elektronisk delning:

Octet regel

Oktetregeln formulerades av den amerikanska fysikern och kemisten Gilbert Newton Lewis, även om det fanns forskare som studerade detta före honom.

Det är en tumregel som återspeglar observationen att atomerna i de representativa elementen tenderar att kombinera på ett sådant sätt att varje atom når åtta elektroner i sitt valensskal, vilket leder till att den har en elektronisk konfiguration som liknar ädla gaser. Lewis-diagram eller strukturer används för att representera dessa korsningar.

Det finns undantag från denna regel, till exempel i arter med en ofullständig valensskalet (molekyler med sju elektroner såsom CH ₃ , och reaktiva arter med sex elektroner såsom BH ₃ ); det händer också i atomer med mycket få elektroner, såsom helium, väte och litium, bland andra.

Resonans

Resonans är ett verktyg som används för att representera molekylära strukturer och representera delokaliserade elektroner där bindningar inte kan uttryckas med en enda Lewis-struktur.

I dessa fall måste elektronema representeras av olika "bidragande" strukturer, kallade resonansstrukturer. Med andra ord är resonans den termen som antyder användning av två eller flera Lewis-strukturer för att representera en viss molekyl.

Detta koncept är helt mänskligt, och det finns ingen eller någon annan struktur i molekylen vid en viss tidpunkt, men kan existera i någon version av den (eller alla) på samma gång.

Dessutom är de bidragande (eller resonanta) strukturerna inte isomerer: endast elektronernas position kan skilja sig åt, men inte atomkärnorna.

aromatisk

Detta koncept används för att beskriva en cyklisk, plan molekyl med en ring av resonansbindningar som uppvisar större stabilitet än andra geometriska arrangemang med samma atomkonfiguration.

Aromatiska molekyler är mycket stabila, eftersom de inte bryts lätt eller reagerar vanligtvis med andra ämnen. I bensen bildas den aromatiska föreningen av prototypen, konjugerade pi (π) -bindningar i två olika resonansstrukturer, som bildar en mycket stabil hexagon.

Sigma-länk

Det är den enklaste bindningen, i vilken två "s" orbitaler går med. Sigma-bindningar förekommer i alla enkla kovalenta bindningar och kan också förekomma i "p" -bana, så länge de tittar på varandra.

Bond pi (π)

Denna bindning inträffar mellan två "p" -bana som är parallella. De binds sida vid sida (till skillnad från sigma, som binder ansikte mot ansikte) och bildar områden med elektrondensitet över och under molekylen.

Kovalenta dubbel- och trippelbindningar involverar en eller två pi-bindningar, och dessa ger molekylen en styv form. Pi-obligationer är svagare än sigmaobligationer, eftersom det är mindre överlappning.

Typer av kovalenta bindningar

Kovalenta bindningar mellan två atomer kan bildas av ett par elektroner, men de kan också bildas av två eller till och med tre par elektroner, så att dessa kommer att uttryckas som enkla, dubbla och trippelbindningar, som representeras av olika typer av fackföreningar (sigma och pi-obligationer) för varje.

Enkeltobligationer är de svagaste och trippelobligationer är de starkaste; Detta inträffar eftersom tripplar har den kortaste bindningslängden (större attraktion) och den största bindningsenergin (de kräver mer energi för att bryta).

Enkel länk

Det är delningen av ett enda par elektrononer; det vill säga, varje involverad atom delar en enda elektron. Denna förening är den svagaste och involverar en enda sigma-bindning. Det representeras av en linje mellan atomerna; till exempel, i fallet med vätemolekyl (H ₂ ):

H H

Dubbel länk

I denna typ av bindning bildar två delade elektronpar par bindningar; det vill säga fyra elektroner delas. Denna bindning involverar en sigma (σ) och en pi (π) bindning och representeras av två rader; till exempel i fråga om koldioxid (CO ₂ ):

O = C = O

Trippelbindning

Denna bindning, den starkaste som finns bland kovalenta bindningar, uppstår när atomerna delar sex elektroner eller tre par, i en sigma (σ) och två pi (π) bindning. Det representeras med tre linjer och kan ses i molekyler såsom acetylen (C ₂ H ₂ ):

HC≡CH

Slutligen har fyrdubbla bindningar observerats, men de är sällsynta och är huvudsakligen begränsade till metalliska föreningar, såsom krom (II) acetat och andra.

exempel

För enkla bindningar är det vanligaste fallet väte, vilket kan ses nedan:

Fallet med en trippelbindning är den av kväveatomer i dikväveoxid (N ₂ O), såsom ses nedan, med sigma och pi-bindningar synliga:

referenser

1. Chang, R. (2007). Kemi. (9: e upplagan). McGraw-Hill.
2. Chem Libretexts. (Sf). Hämtad från chem.libretexts.org
3. Anne Marie Helmenstine, P. (nd). Hämtad från thoughtco.com
4. Lodish, H., Berk, A., Zipursky, SL, Matsudaira, P., Baltimore, D., & Darnell, J. (2000). Molekylär cellbiologi. New York: WH Freeman.
5. Wikiversity. (Sf). Hämtad från en.wikiversity.org