Kovalentinė obligacija: savybės ir poliškumas

Kovalentinė obligacija: savybės ir poliškumas!

Atomai gali sujungti vienas su kitu, dalydamiesi elektronais jų valentų korpusuose, kad junginiai atomai pasiektų artimiausias tauriųjų dujų konfigūracijas. Bendri elektronai prisideda prie abiejų atomų stabilumo. Šio tipo ryšys vadinamas kovalentiniu ryšiu arba kovalentiniu ryšiu, o junginiai vadinami kovalentiniais junginiais.

Pavyzdžiui, kai du vandenilio atomai vieni su kitais artėja, kiekvienas atomas prisideda prie vieno elektrono, o elektronų pora yra abiejų atomų dalis, kad susidarytų vandenilio molekulė.

H + H → H: H arba H-H

Panašiai vandenilio ir chloro atomai turi vieną elektroną, kad gautų HCI

H + CI → H: CI: arba H-CI

Susiejimo atomai gali turėti daugiau nei vieną elektronų porą, priklausomai nuo jų reikalavimo užbaigti oktetą. Pavyzdžiui, formuojant deguonies molekulę, kiekvienas deguonies atomas turi šešis elektronus, todėl jie dalijasi dviem elektronais. Tokiu būdu dalijamos dvi elektronų poros, tarp dviejų deguonies atomų yra dvigubas ryšys.

Panašiai, formuojant azoto molekulę, dalijamos trys elektronų poros ir yra trijų jungčių tarp dviejų azoto atomų. Elektronų, kuriuos atomas prisideda prie dalijimosi kovalentiniu ryšiu, skaičius vadinamas kovalentiškumu. Taigi vandenilio, chloro, deguonies ir azoto kovalentiškumas yra atitinkamai 1, 1, 2 ir 3.

Kai kurios svarbios Kovalentinės obligacijos charakteristikos:

1. Obligacijos ilgis:

Jis apibrėžiamas kaip vidutinis atstumas tarp dviejų surištų atomų branduolių molekulėje. Sudarant vandenilio molekulę, kai du vandenilio atomai artėja vienas prie kito, pasiekiamas etapas, kur patrauklios jėgos subalansuoja atbaidančias jėgas.

Šiuo metu sistemos potencinė energija tampa minimali ir atomai susiejami. Atstumas tarp dviejų vandenilio atomų branduolių vadinamas HH jungties bo7id ilgiu ir nustatyta, kad jis yra 0, 74 A.

Pažymėtina, kad jungties ilgis mažėja, kai ryšys tarp dviejų atomų yra daug. Taigi, C = C ryšys yra trumpesnis už C = C ryšį, kuris, savo ruožtu, yra trumpesnis už CC ryšį.

2. Obligacijų kampas:

Obligacijos kampas gali būti apibrėžiamas kaip vidinis kampas tarp orbitų, turinčių elektronų porų, kovalentinėje molekulėje esančio centrinio atomo valentiniame korpuse. Pavyzdžiui, H20, NH3 ir CH4 molekulių ryšių kampai yra atitinkamai 104, 5 °, 107 ° ir 109, 5 °.

Ryšių kampai suteikia idėją apie orbitų pasiskirstymą trimatėje erdvėje aplink centrinį atomą molekulėje ir taip suteikia molekulės formos idėją.

3. Obligacijų stiprumas arba obligacijų energija:

Energetika visuomet reikalinga cheminiam ryšiui nutraukti. Pavyzdžiui, laužant 1 molą vandenilio dujų atomai reikia 458 kJ energijos. Manoma, kad jungiamoji jėga šiuo atveju yra 458 kJ / mol, ty pagal Avogadro obligacijų skaičių.

Konkrečios rūšies obligacijų stiprio ar obligacijų energija apibrėžiama kaip energija, reikalinga vienos rūšies obligacijų (ty Avogadro obligacijų skaičiaus) pertraukimui dujinės būsenos medžiagoje.

Ryšio stiprumas rodo jungties stabilumą. Taigi N = N jungtis yra stabilesnė nei O = O jungtis. Taigi azoto molekulė yra stabilesnė nei deguonies molekulė. Todėl azotas daug mažiau reaguoja kaip deguonis. FF jungties stiprumas yra mažesnis nei CI-CI ryšys. Taigi, fluoras yra reaktyvesnis nei chloras.

Poliškumas kovalentinėse obligacijose:

Kovalentinė jungtis, suformuota tarp dviejų identiškų ar panašių atomų, yra teigiama, kad ji yra ne polinė kovalentinė jungtis, bet, jei ji yra sudaryta tarp dviejų skirtingų atomų, tai yra polinis kovalentinis ryšys. Pirmuoju atveju bendrai elektronų porą vienodai pritraukia abu atomai, ir jie yra tiksliai tarp jų, kaip vandenilio molekulėje, H: H. Suformuota molekulė yra ne polinė molekulė. Pavyzdžiai yra H2, F2, Cl2.

Kovalentinės jungties, sudarytos tarp dviejų skirtingų atomų, atveju, vienas iš atomų paprastai turi didesnę tendenciją pritraukti elektronus į save. Todėl elektronų pora yra patraukta arčiau to atomo, kaip ir vandenilio fluorido molekulėje (H: F, kurioje tarp vandenilio ir fluoro dalijamas elektronų pora yra arčiau fluoro atomo.

Nesimetriškas elektronų pasiskirstymas lemia įkrovos atskyrimą, ty dalinio neigiamo krūvio atsiradimą netoli fluoro ir dalinį teigiamą krūvį prie vandenilio galo. Tai vaizduojama HF ir HCI molekulėse:

Manoma, kad susidariusios molekulės yra polinės molekulės. Todėl polinė kovalentinė jungtis turi dalinį joninį pobūdį.