Kovalenttinen sidos

Ensimmäinen kerta tällaisesta käsitteestä kovalenttisena sidoksena kemistit alkoivat puhua Gilbert Newton Lewisin löydön jälkeen, joka kuvasi kemiallista sidosta kahden elektronin sosialisoimiseksi. Uudemmat tutkimukset ovat mahdollistaneet kovalenttisen sidoksen periaatteen kuvaamisen. Kovalenttista sanaa voidaan ajatella kemian puitteissa, kun atomin kyky muodostaa sidoksia muiden atomien kanssa.

Selitettävä esimerkin avulla:

On olemassa kaksi atomia, joilla ei ole merkittäviä eroja elektronegatiivisuudessa (C ja CL, C ja H). Yleensä nämä ovat atomeja, joiden elektronikuoren rakenne on lähinnä jalokaasujen elektronikuoren rakennetta.

Kun nämä olosuhteet täyttyvät, syntyy näiden atomien ytimien vetovoima niiden yhteiseen elektronipariin. Tällöin elektronipilviä ei yksinkertaisesti päällekkäin, kuten ionisen sidoksen tapauksessa . Kovalenttinen sidos muodostaa luotettavan liitoksen kahdesta atomista johtuen siitä, että elektronin tiheys jaetaan uudelleen, ja järjestelmän energia muuttuu, mikä johtuu toisen elektronipilven atomin sisäisen ydinvoiman tilasta. Mitä laajempi elektronisten pilvien keskinäinen päällekkäisyys, kytkentä katsotaan vakaammaksi.

Näin ollen kovalenttinen sidos on muodostuminen, joka syntyi kahden atomin kahden elektronin keskinäisen sosiaalistamisen kautta.

Pääsääntöisesti molekyylikidehilaan muodostuvia aineita muodostetaan kovalenttisen sidoksen avulla. Molekyylirakenteelle tyypilliset ovat sula ja kiehuvat alhaisissa lämpötiloissa, heikko liukoisuus veteen ja alhainen sähkönjohtavuus. Tästä voimme päätellä, että sellaisten elementtien rakenne kuin germanium, pii, kloori, vety on kovalenttinen sidos.

Tämän tyyppisen yhteyden erityisominaisuudet:

1. Kylläisyyttä. Tätä ominaisuutta ymmärretään yleensä sellaisten joukkovelkakirjojen enimmäismääräksi, että ne voivat luoda erityisiä atomia. Tämä määrä on määritetty atomien kaikkien orbitaalien kokonaismäärällä, jotka voivat osallistua kemiallisten sidosten muodostamiseen. Toisaalta atomin valenssi voidaan määrittää käyttämällä tähän tarkoitukseen jo käytettävien orbitaalien määrää.
2. Direktiivi . Kaikki atomit pyrkivät muodostamaan vahvimmat yhteydet. Suurin vahvuus saavutetaan siinä tapauksessa, että kahden atomin elektronipilvien spatiaalinen suuntaus, koska ne ovat päällekkäin toisiaan. Lisäksi tämä kovalenttisen sidoksen ominaisuus on suuntaviiva, joka vaikuttaa orgaanisen aineen molekyylien spatiaaliseen järjestelyyn , eli se on vastuussa niiden "geometrisesta muodosta".
3. Polaroi-. Tämä perustuu ajatukseen, että on olemassa kahta tyyppiä kovalenttista sidosta:

• Polar tai epätasapainoinen. Tämän tyyppinen sidos voi muodostaa vain eri lajien atomeja, so. Ne, joiden elektronegatiivisuus on merkittävästi erilainen tai tapauksissa, joissa yleinen elektroniparki on epäsymmetrisesti jaettu.
• Ei-polaarinen kovalenttinen sidos syntyy atomien välillä, joiden elektronegatiivisuus on käytännöllisesti katsoen samanlainen ja elektronin tiheysjakauma on yhtenäinen.

Lisäksi kovalenttisen sidoksen määrälliset ominaisuudet ovat tiettyjä:

• Viestinnän energia . Tämä parametri luonnehtii polaarisen yhteyden voimakkuuden suhteen. Energialla tarkoitetaan lämmön määrää, joka tarvitaan kahden atomin sidoksen hajoamiseen ja myös lämmön määrän, joka vapautettiin, kun ne oli kytketty.
• Sidoksen pituudella ja molekyylikemiassa tarkoitetaan kahden atomin ytimien välisen suoran linjan pituutta. Tämä parametri myös luonnehtii yhteyden voimakkuuden.
• Dipoli-momentti on määrä, joka kuvaa valenssisidoksen napaisuutta.