Kovalenttisen sidoksen määritelmä

Kovalenttinen sidos on eräänlainen kemiallinen sidos, jossa kaksi saman tai eri alkuaineen atomia jakavat yhden tai useamman valenssielektroniparin täydentääkseen vastaavat oktettit. Tämän tyyppinen sidos esiintyy yleisimmin ei-metallisten elementtien joukossa, mutta joissakin tapauksissa se sisältää myös joitain siirtymämetalleja ja metalloideja.

Kovalenttiset sidokset ovat sidostyyppiä tai kemiallista sidosta, joka pitää yhdessä kaikki atomit, jotka muodostavat molekyylejä, kuten veden, hiilidioksidin ja glukoosin, tai molekyylin kiinteät aineet, kuten grafiitti ja timantti, muutamia mainitakseni. Toisaalta kovalenttiset sidokset ovat sidostyyppejä, joita on par excellence orgaanisissa yhdisteissä, jotka mahdollistavat elämän, erityisesti proteiineissa, aminohapoissa, rasvoissa ja triglyserideissä, hiilihydraateissa jne.

Kovalenttisen sidoksen käsite on helppo muistaa, jos tarkastellaan sanaa kovalentt sellaisena kuin se on muodostettu sanoista ”osuus” ja ”valenssi”, mikä osoittaa, että tämäntyyppinen sidos käsittää lähes yksinomaan elektronit, jotka sijaitsevat elementtien valenssikuoren kiertoradalla . .

Kovalenttinen sidos on ionisidokselle vastakkainen sidostyyppi, jossa elektronien jakamisen sijaan toinen atomeista poistaa elektronit toisesta, jolloin ensimmäinen saa negatiivisen sähkövarauksen, kun taas toinen pysyy positiivisesti varautuneena. Näitä lajeja kutsutaan ioneiksi (enin anionit ja jälkimmäiset kationit), ja niitä pitää yhdessä sähköstaattinen vetovoima, joka tapahtuu vastakkaisten varausten ionien välillä.

Kovalenttisten sidosten ominaisuudet

Kovalenttisilla sidoksilla on useita ominaisuuksia, jotka erottavat ne selvästi ioni- ja metallisidoksista. Jotkut näistä ovat:

• Ne muodostuvat pääasiassa ei-metallisten elementtien väliin tai elementtien väliin, joilla on suhteellisen samanlaiset elektronegatiivisuudet. Elektronegatiivisuusero, joka on yhtä suuri tai pienempi kuin 1,7, on mielivaltaisesti valittu määrittelemään sidoksen kovalenttiseksi.
• Kovalenttiset sidokset ovat keskimäärin heikompia kuin ionisidokset . Tyypillisen kovalenttisen sidoksen yhden moolin katkaisemiseen tarvittava energia on yleensä välillä 150-400 kJ/mol, kun taas ionisidoksessa se vaatii tyypillisesti 600-4000 kJ/mol, jopa enemmän.
• Ne synnyttävät molekyyliyhdisteitä , joilla on yleensä paljon alhaisemmat sulamis- ja kiehumispisteet kuin ionisilla yhdisteillä (poikkeuksena molekyyliset kiinteät aineet, kuten grafiitti ja timantti, joilla on erittäin korkeat sulamispisteet).
• Ne ovat suuntaavia , mikä tarkoittaa, että atomeissa, jotka muodostavat useita kovalenttisia sidoksia, ne ovat ensisijaisesti orientoituneet tiettyihin suuntiin, mikä synnyttää kullekin molekyyliaineelle ominaiset molekyyligeometriat. _{Esimerkiksi ammoniakin (NH 3} ) tapauksessa kolme kovalenttista sidosta vedyn kanssa on suunnattu trigonaalipohjaisen pyramidin reunoja pitkin, kun taas boraanissa (BH 3 ₎ nämä kolme sidosta muodostavat tasasivuisen kolmion, jolloin syntyy trigonaalinen tasogeometria.
• Kovalenttiset sidokset ovat lyhyempiä kuin ionisidokset . Useimmissa ionisissa yhdisteissä ytimien etäisyys toisistaan ​​on 160 – 370 pm, kovalenttisten yhdisteiden tapauksessa tämä etäisyys on noin 80 – 200 pm suurimmalle osalle yksittäisistä kovalenttisista sidoksista, lukuun ottamatta vain muutamia poikkeuksia, jotka ovat lähellä 260 pm .
• Sidosten pituus pienenee sidosjärjestyksen myötä , mikä tarkoittaa, että samalla atomiparilla sidos lyhenee, kun enemmän elektroneja jaetaan.

Kovalenttisten sidosten tyypit

Kovalenttiset sidokset ovat hyvin yleisiä ja ne ovat myös hyvin erilaisia, ja ne voidaan luokitella eri kriteerien mukaan. Alla on esitetty tärkeimmät kovalenttisten sidosten luokittelukriteerit ja kuhunkin niistä sisältyvät sidostyypit.

Kovalenttisten sidosten tyypit elektronegatiivisuuden eron mukaan

Elektronegatiivisuuden ero määrittää, kuinka tasaisesti elektronit jakautuvat kovalenttisen sidoksen muodostuessa. Tämän kriteerin perusteella voimme erottaa kahdenlaisia ​​kovalenttisia sidoksia:

polaariset kovalenttiset sidokset

Ne muodostuvat, kun kaksi elementtiä, joiden elektronegatiivien ero on välillä 0,4 ja 1,7, yhdistetään (nämä vaihteluvälit ovat jokseenkin mielivaltaisia). Tämän tyyppisissä sidoksissa elektroneja ei jaeta tasaisesti, koska elektronegatiivisempi atomi säilyttää elektronipilven ympärillään pidempään kuin vähemmän elektronegatiivinen, jolloin se saa osittaisen negatiivisen varauksen, kun taas vähemmän elektronegatiivinen saa positiivisen osavarauksen.

Tätä varausten erotusta kutsutaan sähködipoliksi, ja siksi tämän tyyppistä sidosta kutsutaan polaariseksi sidokseksi. Varauksen erottuminen mitataan sidoksen dipolimomentin kautta. Yhdisteet, joissa on polaarisia sidoksia, voivat olla polaarisia molekyylejä tai eivät ole polaarisia molekyylejä riippuen siitä, antaako kaikkien dipolimomenttien vektorin summaus tulokseksi nettodipolimomentin.

ei-polaarisia kovalenttisia sidoksia

Ne ovat kovalenttisia sidoksia, jotka muodostuvat atomien välille, joiden elektronegatiivisuuksien ero on pienempi kuin 0,4. Tämän tyyppisessä sidoksessa oletetaan, että dipolia ei muodostu, joten sidoksen sanotaan olevan ei-polaarinen.

Jotkut ihmiset tunnistavat ei-polaarisen kovalenttisen sidoksen alaluokan, jota he kutsuvat puhtaaksi kovalenttiseksi sidokseksi, mikä tapahtuu, kun saman alkuaineen kaksi täsmälleen samaa atomia ovat sitoutuneet kovalenttisesti (sen lisäksi, että molemmilla atomeilla on oltava sama hybridisaatio) . Tämä on täydellinen kovalenttinen sidos, jossa elektronit jakautuvat täysin tasaisesti ja voimme varmuudella sanoa, että dipolimomentti on nolla.

Kovalenttisten sidosten tyypit atomiorbitaalien päällekkäisyyden mukaan (Valence Bond Theory)

Valenssisidosteoria osoittaa, että kovalenttisen sidoksen muodostuminen edellyttää, että kahden sitoutuneen atomin valenssiatomiorbitaalit menevät päällekkäin, muuten ne eivät pysty jakamaan elektroneja. Tämän teorian mukaan on kaksi tapaa, joilla nämä kiertoradat voivat mennä päällekkäin, jolloin syntyy kahdenlaisia ​​kovalenttisia sidoksia:

σ (sigma) sidokset

Sigma-sidos muodostuu atomiorbitaalikeilojen frontaalisesta limityksestä, minkä vuoksi tämä sidos muodostuu kahta ydintä yhdistävää linjaa pitkin. Kaksi sitoutunutta atomia voivat muodostaa keskenään σ-sidoksen vain atomiratojen orientaatioihin liittyvistä rajoituksista johtuen, koska jos yksi kiertorata osoittaa yhteen suuntaan, on valenssikuoren muiden orbitaalien väistämättä osoitettava eri suuntaan.

π (pi) -sidokset

Ne muodostuvat atomiorbitaalien lateraalisesta limittymisestä, yleensä puhtaista po d -tyyppisistä atomiorbitaaleista. Nämä sidokset muodostuvat vain, kun kaksi atomia jakavat useamman kuin yhden elektroniparin ja pystyvät muodostamaan useamman kuin yhden pi-sidoksen.

Pi-sidoksissa jaetut elektronit sijaitsevat kaksi ydintä yhdistävän linjan ylä- ja alapuolella tai sivuilla, mutta ne eivät koskaan kulje tämän linjan läpi.

Kovalenttisten sidosten tyypit sidosjärjestyksen tai jaettujen elektroniparien lukumäärän mukaan

Kuten aiemmin mainittiin, kovalenttisessa sidoksessa kaksi atomia voi jakaa yhden tai useamman elektroniparin. Tämä jaettujen elektroniparien määrä tunnetaan sidosjärjestyksenä. Tämän sidosjärjestyksen perusteella kovalenttiset sidokset voidaan luokitella seuraavasti:

yksi kovalenttinen sidos

Se tapahtuu, kun kaksi atomia jakaa vain yhden elektroniparin. Yksinkertaiset kovalenttiset sidokset ovat aina σ-sidoksia.

kaksoiskovalenttinen sidos

Se on kovalenttinen sidos, jossa kaksi elektroniparia jaetaan. Toinen elektroniparista muodostaa σ-sidoksen kahden ytimen välille, kun taas toinen pari muodostaa π-sidoksen. On tärkeää ymmärtää, että vaikka sitä kutsutaan kaksoissidokseksi ja sen ajatellaan koostuvan σ- ja π-sidoksesta, kaksoissidos on itse asiassa yksinkertainen sidos.

kolmoiskovalenttinen sidos

Se muodostuu, kun kaksi atomia jakavat kolme elektroniparia. Tässä tapauksessa sidos koostuu yhdestä σ-sidoksesta ja kahdesta π-sidoksesta. Nämä kaksi π-sidosta muodostavat kuitenkin onton sylinterin, jossa neljä π-elektronia kohtaavat, kun taas kaksi σ-elektronia kohtaavat keskellä.

Muut kovalenttiset sidokset

Datiiviset tai koordinaatit kovalenttiset sidokset

Useimmissa kovalenttisissa sidoksissa molemmat sitoutuneet atomit muodostavat yhden elektronin kunkin sidoselektroniparin muodostamiseksi. On kuitenkin olemassa tietyntyyppinen kovalenttinen sidos, joka on melko yleinen ja joka muodostuu Lewisin happo-emäsreaktion seurauksena.

Näissä tapauksissa vain toinen kahdesta atomista muodostaa elektroniparin kovalenttisen sidoksen muodostamiseksi. Tätä erityistä sidostyyppiä kutsutaan datiiviseksi sidokseksi (ilmeisistä syistä, koska vain yksi atomeista antaa tai osallistuu sidokselle tarvittavat elektronit) tai koordinaatiksi. Tämä on kovalenttisen sidoksen tyyppi, joka luonnehtii koordinaatioyhdisteitä.

Kolmen ytimen tai kolmen keskuksen kovalenttiset sidokset

Joissakin erityisissä molekyyleissä voi muodostua kovalenttisia sidoksia, joissa sama elektronipari on jaettu useamman kuin kahden atomin välillä. Tällainen on allyylikationien tapaus, joissa kaksoiskovalenttinen sidos on konjugoitu viereisen karbokationin kanssa muodostaen π-sidoksen, joka käsittää kaikki kolme atomia, jolloin kaksi π-elektronia voi liikkua vapaasti sidoksen päästä toiseen. Tätä kutsutaan siirroksi.

Esimerkkejä yleisistä kovalenttisista sidoksista

Joitakin esimerkkejä kovalenttisista sidoksista ovat:

• C-H
• C–C
• C–N
• N–N
• N = N
• C=N
• C–O
• C=O
• TAI = TAI
• VAI NIIN
• Br–Br
• C–F
• C ≡ C
• N ≡ N
• C ≡ N

Viitteet

Määritelmä. (nd). Määritelmä kovalenttinen . https://definicion.de/kovalente/

Fernandes, AZ (2021, 10. toukokuuta). Kovalenttinen sidos: ominaisuudet ja tyypit (esimerkein) . Kaikki väliä. https://www.todamateria.com/enlace-covalente/

Jhoanell, J. (2021, 18. marraskuuta). Kovalenttinen sidos . ConceptABC. https://conceptoabc.com/enlace-covalente/

Libretekstit. (2020, 30. lokakuuta). 7.5: Ionisten ja kovalenttisten sidosten vahvuudet . Espanjan 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. maaliskuuta). Kun puhumme kovalenttisista sidoksista, viittaamme tiettyyn tyyppiin . Ominaisuudet. https://www.caracteristicas.pro/enlaces-covalentes/

Merkityksiä. (2020, 15. joulukuuta). Kovalenttinen sidos . https://www.significados.com/enlace-covalente/