Tabla de Contenidos
En kovalent binding er en type kemisk binding, hvor to atomer af de samme eller forskellige grundstoffer deler et eller flere par valenselektroner for at fuldende deres respektive oktetter. Denne type binding er den, der forekommer hyppigst blandt ikke-metalliske grundstoffer, men i nogle tilfælde involverer den også nogle overgangsmetaller og metalloider.
Kovalente bindinger er den type binding eller kemisk binding, der holder sammen alle de atomer, der udgør molekyler såsom vand, kuldioxid og glukose, eller molekylære faste stoffer såsom grafit og diamant, for at nævne nogle få. På den anden side er kovalente bindinger den type binding par excellence, der findes i organiske forbindelser, der gør livet muligt, især i proteiner, aminosyrer, fedtstoffer og triglycerider, kulhydrater osv.
Begrebet kovalent binding er let at huske, hvis vi betragter ordet kovalent som dannet af ordene “andel” og “valens”, hvilket indikerer, at denne type binding næsten udelukkende involverer elektronerne placeret i grundstoffernes valensskalorbitaler . .
Den kovalente binding er den modsatte type binding til ionbindingen, hvor i stedet for at dele elektroner, fjerner et af atomerne elektronerne fra det andet, det første får en negativ elektrisk ladning, mens det andet forbliver positivt ladet. Disse arter kaldes ioner (anioner førstnævnte og kationer sidstnævnte) og holdes sammen af den elektrostatiske tiltrækning, der opstår mellem ioner med modsatte ladninger.
Karakteristika for kovalente bindinger
Kovalente bindinger har flere egenskaber, der klart adskiller dem fra ioniske og metalliske bindinger. Nogle af disse er:
- De dannes hovedsageligt mellem ikke-metalliske grundstoffer eller mellem grundstoffer, der har relativt ens elektronegativiteter. En elektronegativitetsforskel lig med eller mindre end 1,7 er blevet vilkårligt valgt til at definere en binding som kovalent.
- Kovalente bindinger er i gennemsnit svagere end ionbindinger . Den energi, der kræves for at bryde et mol af en typisk kovalent binding, er sædvanligvis i området 150 til 400 kJ/mol, hvorimod det for ionbinding typisk tager mellem 600 og 4.000 kJ/mol endnu mere.
- De giver anledning til molekylære forbindelser , som generelt har meget lavere smelte- og kogepunkter end ioniske forbindelser (med undtagelse af molekylære faste stoffer som grafit og diamant, som har meget høje smeltepunkter).
- De er retningsbestemte , hvilket betyder, at i de atomer, der danner flere kovalente bindinger, er disse fortrinsvis orienteret i bestemte retninger, hvilket giver anledning til karakteristiske molekylære geometrier for hvert molekylært stof. I tilfælde af ammoniak (NH 3 ) er de tre kovalente bindinger med hydrogen orienteret langs kanterne af en trigonal-baseret pyramide, mens de tre bindinger i boran (BH 3 ) danner en ligesidet trekant, hvilket giver anledning til en trigonal plan geometri.
- Kovalente bindinger er kortere end ionbindinger . Mens kernerne i de fleste ionforbindelser er mellem 160 og 370 pm fra hinanden, er denne afstand i tilfælde af kovalente forbindelser mellem omkring 80 og 200 pm for langt de fleste enkelt kovalente bindinger, med kun nogle få undtagelser, der kommer tæt på 260 pm. .
- Bindingslængden falder med bindingsrækkefølgen , hvilket betyder, at bindingen for det samme atompar bliver kortere, efterhånden som flere elektroner deles.
Typer af kovalente bindinger
Kovalente bindinger er meget almindelige, og de er også meget varierede, idet de kan klassificeres efter forskellige kriterier. De vigtigste kriterier for klassificeringen af kovalente bindinger og typerne af bindinger inkluderet i hver af dem er præsenteret nedenfor.
Typer af kovalente bindinger i henhold til forskellen i elektronegativitet
Elektronegativitetsforskellen bestemmer, hvor ligeligt elektroner deles, når en kovalent binding dannes. Baseret på dette kriterium kan vi skelne mellem to typer kovalente bindinger:
polære kovalente bindinger
De dannes, når to elementer, hvis elektronegativitetsforskel er mellem 0,4 og 1,7, forbindes (disse intervaller er noget vilkårlige). I denne type bindinger deles elektronerne ikke ligeligt, da det mere elektronegative atom bevarer elektronskyen længere omkring sig end det mindre elektronegative, og erhverver en delvis negativ ladning, mens det mindre elektronegative får en positiv delvis ladning. .
Denne adskillelse af ladninger kaldes en elektrisk dipol og er grunden til, at denne type binding kaldes en polær binding. Ladningsadskillelsen måles gennem bindingens dipolmoment. Forbindelser, der besidder polære bindinger, kan være polære molekyler eller ikke, afhængigt af om vektorsummen af alle dipolmomenter giver et resulterende netto dipolmoment.
ikke-polære kovalente bindinger
De er de kovalente bindinger, der dannes mellem atomer, der har en forskel i elektronegativiteter på mindre end 0,4. I denne type binding antages det, at der ikke dannes en dipol, så bindingen siges at være upolær.
Nogle mennesker genkender en underklasse af ikke-polær kovalent binding, som de kalder en ren kovalent binding, som opstår, når to nøjagtigt de samme atomer af det samme element er kovalent bundet (udover at være det samme element, skal begge atomer også have den samme hybridisering) . Dette er den perfekte kovalente binding, hvor elektronerne er fuldstændig ligeligt delt, og vi kan med sikkerhed sige, at dipolmomentet er nul.
Typer af kovalente bindinger ifølge overlapningen af atomare orbitaler (Valence Bond Theory)
Valensbindingsteorien fastslår, at for at den kovalente binding kan dannes, skal valensatomorbitaler af de to bundne atomer overlappe hinanden, ellers vil de ikke være i stand til at dele elektroner. Ifølge denne teori er der to måder, hvorpå disse orbitaler kan overlappe hinanden, hvilket giver anledning til to typer kovalente bindinger:
σ (sigma) bindinger
Sigma-bindingen dannes af den frontale overlapning af de atomare orbitallapper, hvorfor denne binding dannes langs linjen, der forbinder de to kerner. To bundne atomer kan kun danne en σ-binding mellem dem på grund af restriktioner relateret til orienteringen af atomorbitalerne, da hvis en orbitaler peger i én retning, må de andre orbitaler i valensskallen nødvendigvis pege i en anden retning.
π (pi) bindinger
De er dem, der er dannet ved lateral overlapning af atomare orbitaler, generelt rene atomare orbitaler af pod-typen. Disse bindinger dannes kun, når to atomer deler mere end et par elektroner, idet de er i stand til at danne mere end én pi-binding.
Elektronerne, der er delt i pi-bindingerne, er placeret over og under eller til siderne af linjen, der forbinder de to kerner, men de passerer aldrig gennem den linje.
Typer af kovalente bindinger efter bindingsrækkefølge eller antal delte elektronpar
Som nævnt før, i en kovalent binding, kan to atomer dele et eller flere par elektroner. Dette antal delte elektronpar er kendt som bindingsrækkefølgen. Baseret på denne bindingsrækkefølge kan kovalente bindinger klassificeres som:
enkelt kovalent binding
Det opstår, når to atomer kun deler ét par elektroner. Enkelte kovalente bindinger er altid σ-bindinger.
dobbelt kovalent binding
Det er den kovalente binding, hvori to par elektroner er delt. Et af elektronparrene danner en σ-binding mellem de to kerner, mens det andet par danner en π-binding. Det er vigtigt at forstå, at selvom det kaldes en dobbeltbinding og opfattes som bestående af en σ- og en π-binding, er dobbeltbindingen faktisk en enkeltbinding.
tredobbelt kovalent binding
Det dannes, når to atomer deler tre par elektroner. I dette tilfælde består bindingen af en σ-binding og to π-bindinger. Disse to π-bindinger danner dog en hul cylinder, hvor de fire π-elektroner mødes, mens de to σ-elektroner mødes i midten.
Andre specielle typer kovalente bindinger
Dativ eller koordinat kovalente bindinger
I de fleste kovalente bindinger bidrager begge bundne atomer med en elektron til at danne hvert bindende elektronpar. Der er dog en særlig type kovalent binding, der er ret almindelig og dannes som en konsekvens af en Lewis-syre-basereaktion.
I disse tilfælde bidrager kun et af de to atomer elektronparret til at danne den kovalente binding. Denne specielle type binding kaldes en dativbinding (af indlysende årsager, da kun et af atomerne giver eller bidrager med de nødvendige elektroner til bindingen) eller koordinat. Dette er den type kovalente binding, der karakteriserer koordinationsforbindelser.
Kovalente bindinger af tre kerner eller tre centre
I nogle specielle molekyler kan der dannes kovalente bindinger, hvor det samme elektronpar er delt mellem mere end to atomer. Sådan er det med allylkationer, hvor en dobbelt kovalent binding er konjugeret med en vicinal carbocation, der danner en π-binding, der omfatter alle tre atomer, hvilket tillader de to π-elektroner at bevæge sig frit fra den ene ende af bindingen til den anden. Dette kaldes flytning.
Eksempler på almindelige kovalente bindinger
Nogle eksempler på kovalente bindinger er:
- C-H
- C-C
- C-N
- N-N
- N=N
- C=N
- C–O
- C=O
- ELLER = ELLER
- O-H
- Br-Br
- C–F
- C ≡ C
- N ≡ N
- C ≡ N
Referencer
Definition af. (nd). Definition af kovalent . https://definicion.de/covalente/
Fernandes, AZ (2021, 10. maj). Kovalent binding: egenskaber og typer (med eksempler) . Alt betyder noget. https://www.todamateria.com/enlace-covalente/
Jhoanell, J. (2021, 18. november). Kovalent binding . KonceptABC. https://conceptoabc.com/enlace-covalente/
Libretekster. (2020, 30. oktober). 7.5: Ioniske og kovalente bindingsstyrker . Spanske LibreTexts. https://espanol.libretexts.org/Quimica/Libro%3A_Quimica_General_(OpenSTAX)/07%3A_Enlace_Quimico_y_Geometria_Molecular/7.5%3A_Fortaleza_de_los_enlaces_ionicos_y_covalentes
Martín, M. (2020, 17. marts). Når vi taler om kovalente bindinger, henviser vi til en bestemt type . Egenskaber. https://www.caracteristicas.pro/enlaces-covalentes/
Betydninger. (2020, 15. december). Kovalent binding . https://www.significados.com/enlace-covalente/
