COVALENTE BINDING: KENMERKEN, EIGENSCHAPPEN EN VOORBEELDEN - CHEMIE - 2026

De covalente bindingen zijn een soort binding tussen atomen die moleculen vormen door elektronenparen te delen. Deze bindingen, die een redelijk stabiel evenwicht tussen elke soort vertegenwoordigen, stellen elk atoom in staat om de stabiliteit van zijn elektronische configuratie te bereiken.

Deze bindingen worden gevormd in enkele, dubbele of drievoudige versies en hebben polaire en niet-polaire karakters. Atomen kunnen andere soorten aantrekken, waardoor de vorming van chemische verbindingen mogelijk wordt. Deze vereniging kan plaatsvinden door verschillende krachten, die een zwakke of sterke aantrekkingskracht, ionische karakters of elektronenuitwisseling genereren.

Covalente bindingen worden als "sterke" bindingen beschouwd. In tegenstelling tot andere sterke bindingen (ionische bindingen), komen covalente bindingen meestal voor in niet-metallische atomen en in atomen met vergelijkbare affiniteiten voor elektronen (vergelijkbare elektronegativiteiten), waardoor de covalente bindingen zwak zijn en minder energie nodig hebben om te breken.

Bij dit type binding wordt meestal de zogenaamde Octet-regel toegepast om het aantal te delen atomen te schatten: deze regel stelt dat elk atoom in een molecuul 8 valentie-elektronen nodig heeft om stabiel te blijven. Door te delen, moeten ze verlies of winst van elektronen tussen soorten bereiken.

kenmerken

Covalente bindingen worden beïnvloed door de elektronegatieve eigenschap van elk van de atomen die betrokken zijn bij de interactie van elektronenparen; Als je een atoom hebt met een aanzienlijk hogere elektronegativiteit dan het andere atoom in de junctie, ontstaat er een polaire covalente binding.

Als beide atomen echter een vergelijkbare elektronegatieve eigenschap hebben, ontstaat er een niet-polaire covalente binding. Dit gebeurt omdat de elektronen van de meest elektronegatieve soort meer aan dit atoom zullen zijn gebonden dan in het geval van degene met de minste elektronegativiteit.

Het is vermeldenswaard dat geen enkele covalente binding volledig egalitair is, tenzij de twee betrokken atomen identiek zijn (en dus dezelfde elektronegativiteit hebben).

Het type covalente binding hangt af van het verschil in elektronegativiteit tussen soorten, waarbij een waarde tussen 0 en 0,4 resulteert in een niet-polaire binding en een verschil van 0,4 tot 1,7 resulteert in een polaire binding (de Ionische bindingen verschijnen vanaf 1.7).

Niet-polaire covalente binding

De niet-polaire covalente binding wordt gegenereerd wanneer elektronen gelijkelijk tussen atomen worden verdeeld. Dit gebeurt meestal wanneer de twee atomen een vergelijkbare of gelijke elektronische affiniteit hebben (dezelfde soort). Hoe meer de elektronenaffiniteitswaarden tussen de betrokken atomen op elkaar lijken, hoe sterker de resulterende aantrekkingskracht.

Dit komt meestal voor in gasmoleculen, ook wel bekend als twee atomen. Niet-polaire covalente bindingen werken met dezelfde aard als polaire bindingen (het atoom met hogere elektronegativiteit zal het elektron of de elektronen van het andere atoom sterker aantrekken).

In diatomische moleculen worden de elektronegativiteiten echter opgeheven omdat ze gelijk zijn, wat resulteert in een lading van nul.

Niet-polaire bindingen zijn cruciaal in de biologie: ze helpen bij het vormen van de zuurstof- en peptidebindingen die worden gezien in aminozuurketens. Moleculen met een groot aantal niet-polaire bindingen zijn meestal hydrofoob.

Polaire covalente binding

De polaire covalente binding treedt op wanneer er een ongelijke verdeling van elektronen is tussen de twee soorten die bij de vereniging zijn betrokken. In dit geval heeft een van de twee atomen een aanzienlijk hogere elektronegativiteit dan de andere, en om deze reden zal het meer elektronen van de junctie aantrekken.

Het resulterende molecuul heeft een enigszins positieve kant (degene met de laagste elektronegativiteit) en een enigszins negatieve kant (met het atoom met de hoogste elektronegativiteit). Het zal ook een elektrostatisch potentieel hebben, waardoor de verbinding het vermogen krijgt om zwak te binden aan andere polaire verbindingen.

De meest voorkomende polaire bindingen zijn die van waterstof met meer elektronegatieve atomen om verbindingen zoals water (H ₂ O) te vormen.

Eigendommen

In de structuren van covalente bindingen wordt rekening gehouden met een reeks eigenschappen die betrokken zijn bij de studie van deze bindingen en die helpen om dit fenomeen van elektronendeling te begrijpen:

Octetregel

De octetregel is geformuleerd door de Amerikaanse natuurkundige en chemicus Gilbert Newton Lewis, hoewel er al wetenschappers waren die dit vóór hem bestudeerden.

Het is een vuistregel die de observatie weerspiegelt dat de atomen van de representatieve elementen de neiging hebben om zo te combineren dat elk atoom acht elektronen in zijn valentieschil bereikt, waardoor het een elektronische configuratie heeft die vergelijkbaar is met edelgassen. Lewis-diagrammen of -structuren worden gebruikt om deze knooppunten weer te geven.

Er zijn uitzonderingen op deze regel, bijvoorbeeld bij soorten met een onvolledige valentieschil (moleculen met zeven elektronen zoals CH ₃ , en reactieve soorten met zes elektronen zoals BH ₃ ); het gebeurt ook in atomen met heel weinig elektronen, zoals onder meer helium, waterstof en lithium.

Resonantie

Resonantie is een hulpmiddel dat wordt gebruikt om moleculaire structuren weer te geven en gedelokaliseerde elektronen weer te geven waar bindingen niet kunnen worden uitgedrukt met een enkele Lewis-structuur.

In deze gevallen moeten de elektronen worden vertegenwoordigd door verschillende "bijdragende" structuren, resonerende structuren genoemd. Met andere woorden, resonantie is die term die het gebruik van twee of meer Lewis-structuren suggereert om een ​​bepaald molecuul te vertegenwoordigen.

Dit concept is volledig menselijk, en er is nooit een of andere structuur van het molecuul, maar het kan in elke versie ervan (of alle) tegelijkertijd voorkomen.

Bovendien zijn de bijdragende (of resonerende) structuren geen isomeren: alleen de positie van de elektronen kan verschillen, maar niet de atoomkernen.

Aromaticiteit

Dit concept wordt gebruikt om een ​​cyclisch, vlak molecuul te beschrijven met een ring van resonerende bindingen die een grotere stabiliteit vertonen dan andere geometrische arrangementen met dezelfde atomaire configuratie.

Aromatische moleculen zijn erg stabiel, omdat ze niet gemakkelijk breken en ook niet reageren met andere stoffen. In benzeen, het prototype van een aromatische verbinding, worden geconjugeerde pi (π) -bindingen gevormd in twee verschillende resonerende structuren, die een zeer stabiele zeshoek vormen.

Sigma-koppeling

Het is de eenvoudigste band, waarin twee "s" -orbitalen samenkomen. Sigma-bindingen komen voor in alle eenvoudige covalente bindingen, en ze kunnen ook voorkomen in "p" -orbitalen, zolang ze naar elkaar kijken.

Bond pi (π)

Deze band vindt plaats tussen twee "p" -orbitalen die parallel zijn. Ze binden naast elkaar (in tegenstelling tot sigma, dat van aangezicht tot aangezicht bindt) en vormen gebieden met elektronendichtheid boven en onder het molecuul.

Bij covalente dubbele en drievoudige bindingen zijn een of twee pi-bindingen betrokken, en deze geven het molecuul een stijve vorm. Pi-bindingen zijn zwakker dan sigma-bindingen, omdat er minder overlap is.

Soorten covalente obligaties

Covalente bindingen tussen twee atomen kunnen worden gevormd door een paar elektronen, maar ze kunnen ook worden gevormd door twee of zelfs drie paar elektronen, dus deze worden uitgedrukt als enkele, dubbele en drievoudige bindingen, die worden weergegeven door verschillende soorten elektronen. vakbonden (sigma- en pi-obligaties) voor elk.

Enkele bindingen zijn de zwakste en drievoudige bindingen zijn de sterkste; Dit komt omdat triples de kortste bindingslengte hebben (grotere aantrekkingskracht) en de grootste bindingsenergie (ze hebben meer energie nodig om te breken).

Eenvoudige link

Het is het delen van een enkel paar elektronen; dat wil zeggen, elk betrokken atoom deelt een enkel elektron. Deze unie is de zwakste en omvat een enkele sigma (σ) binding. Het wordt voorgesteld door een lijn tussen de atomen; bijvoorbeeld in het geval van het waterstofmolecuul (H ₂ ):

H H

Dubbele link

Bij dit type binding vormen twee gedeelde elektronenparen bindingen; dat wil zeggen, vier elektronen worden gedeeld. Deze binding omvat een sigma (σ) en een pi (π) binding, en wordt weergegeven door twee lijnen; bijvoorbeeld in het geval van kooldioxide (CO ₂ ):

O = C = O

Drievoudige binding

Deze binding, de sterkste die er bestaat onder covalente bindingen, treedt op wanneer de atomen zes elektronen of drie paren delen, in een sigma (σ) en twee pi (π) binding. Het wordt weergegeven met drie lijnen en is te zien in moleculen zoals acetyleen (C ₂ H ₂ ):

HC≡CH

Ten slotte zijn viervoudige bindingen waargenomen, maar deze zijn zeldzaam en zijn voornamelijk beperkt tot metaalverbindingen, zoals chroom (II) acetaat en andere.

Voorbeelden

Voor eenvoudige bindingen is het meest voorkomende geval dat van waterstof, zoals hieronder te zien is:

Het geval van een drievoudige binding is dat van stikstofatomen in stikstofoxide (N ₂ O), zoals hieronder te zien is, met de sigma- en pi-bindingen zichtbaar:

Referenties

1. Chang, R. (2007). Chemie. (9e ed). McGraw-Hill.
2. Chem Libretexts. (sf). Opgehaald van chem.libretexts.org
3. Anne Marie Helmenstine, P. (zd). Opgehaald van thoughtco.com
4. Lodish, H., Berk, A., Zipursky, SL, Matsudaira, P., Baltimore, D., & Darnell, J. (2000). Moleculaire celbiologie. New York: WH Freeman.
5. Wikiversity. (sf). Opgehaald van en.wikiversity.org