Tabla de Contenidos
En kovalent bindning är en typ av kemisk bindning där två atomer av samma eller olika grundämnen delar ett eller flera par valenselektroner för att fullborda sina respektive oktetter. Denna typ av bindning är den som förekommer oftast bland icke-metalliska grundämnen, men i vissa fall involverar den även vissa övergångsmetaller och metalloider.
Kovalenta bindningar är den typ av bindning eller kemisk bindning som håller ihop alla atomer som utgör molekyler som vatten, koldioxid och glukos, eller molekylära fasta ämnen som grafit och diamant, för att nämna några. Å andra sidan är kovalenta bindningar den typ av bindning som finns i organiska föreningar som gör livet möjligt, särskilt i proteiner, aminosyror, fetter och triglycerider, kolhydrater, etc.
Den kovalenta bindningen är den motsatta typen av bindning till jonbindningen, där istället för att dela elektroner tar en av atomerna bort elektronerna från den andra, den första får en negativ elektrisk laddning medan den andra förblir positivt laddad. Dessa arter kallas joner (anjoner den förra och katjoner den senare) och hålls samman av den elektrostatiska attraktionen som uppstår mellan joner med motsatt laddning.
Egenskaper för kovalenta bindningar
Kovalenta bindningar har flera egenskaper som tydligt skiljer dem från joniska och metalliska bindningar. Några av dessa är:
- De bildas huvudsakligen mellan icke-metalliska element eller mellan element som har relativt likartade elektronegativiteter. En elektronegativitetsskillnad lika med eller mindre än 1,7 har godtyckligt valts för att definiera en bindning som kovalent.
- Kovalenta bindningar är i genomsnitt svagare än jonbindningar . Energin som krävs för att bryta en mol av en typisk kovalent bindning är vanligtvis i intervallet 150 till 400 kJ/mol, medan det för jonbindning vanligtvis tar mellan 600 och 4 000 kJ/mol ännu mer.
- De ger upphov till molekylära föreningar , som i allmänhet har mycket lägre smält- och kokpunkter än joniska föreningar (med undantag för molekylära fasta ämnen som grafit och diamant, som har mycket höga smältpunkter).
- De är riktade , vilket innebär att i de atomer som bildar flera kovalenta bindningar är dessa företrädesvis orienterade i vissa riktningar, vilket ger upphov till karakteristiska molekylära geometrier för varje molekylär substans. Till exempel, när det gäller ammoniak (NH 3 ), är de tre kovalenta bindningarna med väte orienterade längs kanterna på en trigonal-baserad pyramid, medan i boran (BH 3 ) bildar de tre bindningarna en liksidig triangel, vilket ger upphov till en trigonalplansgeometri.
- Kovalenta bindningar är kortare än jonbindningar . Medan kärnorna i de flesta joniska föreningar är mellan 160 och 370 pm från varandra, är detta avstånd i fallet med kovalenta föreningar mellan cirka 80 och 200 pm för de allra flesta enkla kovalenta bindningar, med endast ett fåtal undantag som kommer nära 260 pm. .
- Bindningslängden minskar med bindningsordningen , vilket innebär att bindningen för samma atompar blir kortare när fler elektroner delas.
Typer av kovalenta bindningar
Kovalenta bindningar är mycket vanliga och de är också mycket varierande och kan klassificeras enligt olika kriterier. De viktigaste kriterierna för klassificeringen av kovalenta bindningar och de typer av bindningar som ingår i var och en av dem presenteras nedan.
Typer av kovalenta bindningar beroende på skillnaden i elektronegativitet
Elektronegativitetsskillnaden bestämmer hur lika elektroner delas när en kovalent bindning bildas. Baserat på detta kriterium kan vi särskilja två typer av kovalenta bindningar:
polära kovalenta bindningar
De bildas när två element vars elektronegativitetsskillnad är mellan 0,4 och 1,7 förenas (dessa intervall är något godtyckliga). I denna typ av bindningar delas elektronerna inte lika eftersom den mer elektronegativa atomen behåller elektronmolnet längre runt sig än den mindre elektronegativa, och får en partiell negativ laddning medan den mindre elektronegativa får en positiv partiell laddning. .
Denna separation av laddningar kallas en elektrisk dipol och är anledningen till att denna typ av bindning kallas en polär bindning. Laddningsseparationen mäts genom bindningens dipolmoment. Föreningar som har polära bindningar kan vara polära molekyler eller inte, beroende på om vektorsummeringen av alla dipolmoment ger ett resulterande nettodipolmoment.
opolära kovalenta bindningar
De är de kovalenta bindningarna som bildas mellan atomer som har en skillnad i elektronegativitet mindre än 0,4. I denna typ av bindning antas det att en dipol inte bildas, så bindningen sägs vara opolär.
Vissa människor känner igen en underklass av opolär kovalent bindning som de kallar en ren kovalent bindning, som uppstår när två exakt samma atomer av samma element är kovalent bundna (utöver att vara samma element måste båda atomerna också ha samma hybridisering) . Detta är den perfekta kovalenta bindningen där elektronerna är helt lika delade och vi kan med säkerhet säga att dipolmomentet är noll.
Typer av kovalenta bindningar enligt överlappningen av atomära orbitaler (Valence Bond Theory)
Valensbindningsteorin slår fast att för att den kovalenta bindningen ska bildas måste valensatomorbitalerna för de två bundna atomerna överlappa varandra, annars kommer de inte att kunna dela elektroner. Enligt denna teori finns det två sätt på vilka dessa orbitaler kan överlappa varandra, vilket ger upphov till två typer av kovalenta bindningar:
σ (sigma) bindningar
Sigmabindningen bildas av den främre överlappningen av atomomloppsloberna, vilket är anledningen till att denna bindning bildas längs linjen som förenar de två kärnorna. Två bundna atomer kan bara bilda en σ-bindning mellan dem på grund av restriktioner relaterade till orienteringen av atomorbitalen, eftersom om en orbital pekar i en riktning måste de andra orbitalerna i valensskalet nödvändigtvis peka i en annan riktning.
π (pi) bindningar
De är de som bildas genom lateral överlappning av atomära orbitaler, vanligtvis rena atomorbitaler av typen pod. Dessa bindningar bildas bara när två atomer delar på mer än ett elektronpar och kan bilda mer än en pi-bindning.
Elektronerna som delas i pi-bindningarna är placerade ovanför och under eller vid sidorna av linjen som förenar de två kärnorna, men de passerar aldrig genom den linjen.
Typer av kovalenta bindningar enligt bindningsordning eller antal delade elektronpar
Som nämnts tidigare, i en kovalent bindning, kan två atomer dela ett eller flera elektronpar. Detta antal delade elektronpar är känt som bindningsordningen. Baserat på denna bindningsordning kan kovalenta bindningar klassificeras som:
enkel kovalent bindning
Det uppstår när två atomer delar bara ett par elektroner. Enkelkovalenta bindningar är alltid σ-bindningar.
dubbel kovalent bindning
Det är den kovalenta bindningen där två elektronpar är delade. Ett av elektronparen bildar en σ-bindning mellan de två kärnorna, medan det andra paret bildar en π-bindning. Det är viktigt att förstå att även om det kallas en dubbelbindning och anses bestå av en σ- och en π-bindning, är dubbelbindningen faktiskt en enkelbindning.
trippel kovalent bindning
Det bildas när två atomer delar tre elektronpar. I detta fall består bindningen av en σ-bindning och två π-bindningar. Dessa två π-bindningar bildar dock en ihålig cylinder där de fyra π-elektronerna möts medan de två σ-elektronerna möts i mitten.
Andra speciella typer av kovalenta bindningar
Kovalenta dativa eller koordinatbindningar
I de flesta kovalenta bindningar bidrar båda bundna atomerna med en elektron för att bilda varje bindande elektronpar. Det finns dock en speciell typ av kovalent bindning som är ganska vanlig och som bildas som en konsekvens av en Lewis-syra-basreaktion.
I dessa fall bidrar bara en av de två atomerna till elektronparet för att bilda den kovalenta bindningen. Denna speciella typ av bindning kallas en dativbindning (av uppenbara skäl, eftersom endast en av atomerna ger eller bidrar med de nödvändiga elektronerna för bindningen) eller koordinat. Detta är den typ av kovalent bindning som kännetecknar koordinationsföreningar.
Kovalenta bindningar av tre kärnor eller tre centra
I vissa speciella molekyler kan kovalenta bindningar bildas där samma elektronpar delas mellan fler än två atomer. Detta är fallet med allylkatjoner där en dubbelkovalent bindning är konjugerad med en vicinal karbokatjon, vilket bildar en π-bindning som omfattar alla tre atomerna, vilket tillåter de två π-elektronerna att röra sig fritt från ena änden av bindningen till den andra. Detta kallas omplacering.
Exempel på vanliga kovalenta bindningar
Några exempel på kovalenta bindningar är:
- C–H
- C–C
- C–N
- N–N
- N=N
- C=N
- C–O
- C=O
- ELLER = ELLER
- ÅH
- Br–Br
- C–F
- C ≡ C
- N ≡ N
- C ≡ N
Referenser
Definition av. (nd). Definition av kovalent . https://definicion.de/covalente/
Fernandes, AZ (2021, 10 maj). Kovalent bindning: egenskaper och typer (med exempel) . All Matter. https://www.todamateria.com/enlace-covalente/
Jhoanell, J. (2021, 18 november). Kovalent bindning . ConceptABC. https://conceptoabc.com/enlace-covalente/
Libretexter. (2020, 30 oktober). 7.5: Joniska och kovalenta bindningsstyrkor . Spanska 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 mars). När vi talar om kovalenta bindningar hänvisar vi till en specifik typ av . Egenskaper. https://www.caracteristicas.pro/enlaces-covalentes/
Betydelser. (2020, 15 december). Kovalent bindning . https://www.significados.com/enlace-covalente/
