Kas yra kovalentinis ryšys?
Kovalentinis ryšys yra jėga, sujungianti du nemetalinių elementų atomus, kad susidarytų molekulė. Esminis dalykas šioje sąjungoje yra tai, kad atomai dalijasi elektronų poromis iš savo paviršutiniškiausio sluoksnio (vadinamo valentiniu sluoksniu), kad būtų pasiektas su jungtimi susidariusios molekulės stabilumas.
Elementų polinkis pasiekti stabilią konfigūraciją yra žinomas kaip okteto taisyklė, ir ji yra pagrindinė formuojant kovalentinius ryšius ir kitų tipų chemines jungtis (pavyzdžiui, jonines).
Priklausomai nuo atomų sugebėjimo pritraukti elektronus, kovalentinės jungtys gali būti polinės arba nepolinės. Jie taip pat gali būti pavieniai, dvigubi arba trigubi, priklausomai nuo to, kiek elektronų jie dalijasi.
Kovalentinių ryšių charakteristikos
- Kovalentinės jungtys yra stabilesnės, kai yra nepolinės, tai yra, kai atomų elektronegatyvumas yra panašus.
- Jie susidaro tik tarp nemetalinių elementų (deguonies (O), vandenilio (H), azoto (N) ir kt.
- Elektronai visada dalijasi poromis arba vienguba, dviguba (keturi elektronai) arba triguba (šeši elektronai) jungtimis.
Kovalentinių ryšių tipai
Kovalentinės jungtys klasifikuojamos pagal ryšių atomų elektronegatyvumą ir tarp jų pasidalijamų elektronų skaičių.
Poliarinis kovalentinis ryšys
Molekulę sudaro daugiau nei vienas atomas. Kai yra atomas, kuris pritraukia elektronus didesniu intensyvumu, toje molekulės dalyje susidaro didesnė elektronų koncentracija. Šis reiškinys vadinamas poliškumu.
Molekulės dalis, kurioje sutelkti elektronai, turi dalinį neigiamą krūvį, o kitas molekulės regionas - dalinį teigiamą krūvį.
Dėl šios priežasties šio tipo jungtis vadinama „poliarine“, nes vyksta netolygi molekulę sudarančių elektronų poliarizacija ar pasiskirstymas.
Vandens molekulėje (H2O), deguonies atomas yra tas, kurio poliškumas yra didžiausias, todėl jis pritraukia elektronus iš vandenilio.
Nepolinis kovalentinis ryšys
Jis įvyksta, kai elektronų poros dalijasi tarp atomų, turinčių tą patį arba labai panašų elektronegatyvumą. Tai palaiko vienodą elektronų pasiskirstymą.
Vandenilio molekulė (H), sudaryta iš dviejų vandenilio atomų, yra nepolinio kovalentinio ryšio pavyzdys.
Dative arba koordinuoti kovalentinį ryšį
Šis jungties tipas gauna šį pavadinimą, nes tik vienas iš jungties atomų prisideda prie jo elektronų. Šis atomas vadinamas datatu, o atomas, priimantis elektronus, vadinamas receptoriaus atomu. Grafiškai tai atpažįstama rodykle.
Vandenilio jonų arba hidronio jonų molekulėje (H3O) ⁺, deguonis prisideda elektronų pora prie vandenilio jono (protono).
Paprasta kovalentinė jungtis
Jis įvyksta, kai kiekvienas atomas dalijasi elektronu, kad užbaigtų jungties elektronų porą.
Chloro molekulė (Cl2) susidaro, kai atomai dalijasi elektronu, kad užbaigtų po 8 elektronus savo valentiniame apvalkale.
Dvigubas kovalentinis ryšys
Dvigubos jungtys susidaro, kai dvi elektronų poros dalijasi tarp dviejų atomų, iš viso keturių bendrų elektronų.
Pavyzdys yra anglies dioksidas (CO2), kurio deguonies atomai dalijasi po vieną elektronų porą su anglies atomu.
Trigubas kovalentinis ryšys
Kai atomai dalijasi šešiais elektronais (trimis poromis), susidaro triguba jungtis.
Pavyzdys yra azoto molekulė (N2), kurio atomai dalijasi trimis elektronų poromis.
Oktetas valdo kovalentinius ryšius
Okteto taisyklė yra žinoma kaip tendencija, pastebima kai kuriuose periodinės lentelės elementuose, kad pasiektų stabilią konfigūraciją.
Tiesą sakant, stabiliausi periodinės lentelės atomai yra tauriosios dujos, tokios kaip argonas (Ar) arba neonas (Ne), kurių valentiniame apvalkale yra 8 elektronai.
Kiti atomai bando pasiekti tauriųjų dujų stabilumą reaguodami su kitais atomais, su kuriais jie gali dalytis elektronais iki 8.
Pavyzdys yra chloro (Cl) molekulė, kurią sudaro du atomai. Kiekvienas iš jų turi 7 elektronus, taigi kiekvienas atomas dalijasi elektronu, kad kitas galėtų pasiekti 8 elektronus.
Okteto taisyklė turi išimčių, nes berilio (Be) ir boro (B) molekulės nėra patenkintos.
Okteto taisyklės svarba yra ta, kad žinodami atomų tendenciją struktūrizuotis, galite nuspėti, kaip jie elgsis kartu su kitais elementais.
Šią taisyklę fizikochemikas Gilbertas Newtonas Lewisas atrado 1916 m.
Galbūt jus domina skaityti:
- Joninis ryšys
- Elektronas
- Atominė orbita
- Periodinė elementų lentelė
- Organiniai junginiai
