COVALENT BOND: MGA KATANGIAN, KATANGIAN AT HALIMBAWA - CHEMISTRY - 2025

Ang mga covalent bond ay isang uri ng bono sa pagitan ng mga atom na bumubuo ng mga molekula sa pamamagitan ng pagbabahagi ng mga pares ng elektron. Ang mga bono na ito, na kumakatawan sa isang medyo matatag na balanse sa pagitan ng bawat species, ay nagbibigay-daan sa bawat atom na makamit ang katatagan ng elektronikong pagsasaayos nito.

Ang mga bono na ito ay nabuo sa solong, doble o triple na mga bersyon, at may mga polar at non-polar character. Ang mga atomo ay maaaring maakit ang iba pang mga species, sa gayon pinapayagan ang pagbuo ng mga compound ng kemikal. Ang unyon na ito ay maaaring mangyari sa pamamagitan ng iba't ibang mga puwersa, na bumubuo ng isang mahina o malakas na pang-akit, mga character na ionik o palitan ng elektron.

Ang mga covalent bond ay itinuturing na "malakas" na mga bono. Hindi tulad ng iba pang mga malakas na bono (ionic bond), ang mga covalent ay karaniwang nangyayari sa mga di-metal na mga atom at sa mga magkaparehong pagkakaugnay sa mga elektron (katulad na mga electronegativities), na ginagawang mahina ang mga covalent bond at nangangailangan ng mas kaunting enerhiya upang masira.

Sa ganitong uri ng bono, ang tinatawag na panuntunan ng Octet ay karaniwang inilalapat upang matantya ang bilang ng mga atom na ibabahagi: ang panuntunang ito ay nagsasabi na ang bawat atom sa isang molekula ay nangangailangan ng 8 valence electrons na manatiling matatag. Sa pamamagitan ng pagbabahagi, dapat silang makamit ang pagkawala o pagkakaroon ng mga electron sa pagitan ng mga species.

katangian

Ang mga bono ng covalent ay apektado ng elektronegative na pag-aari ng bawat isa sa mga atomo na kasangkot sa pakikipag-ugnay ng mga pares ng elektron; Kung mayroon kang isang atom na may mas mataas na electronegativity kaysa sa iba pang atom sa kantong, bubuo ang isang polar covalent bond.

Gayunpaman, kapag ang parehong mga atomo ay may magkatulad na pag-aari ng elektronegative, isang nonpolar covalent bond ang bubuo. Nangyayari ito dahil ang mga electroneg ng pinaka-electronegative species ay magiging mas nakatali sa atom na ito kaysa sa kaso ng isa na may hindi bababa sa electronegativity.

Ito ay nagkakahalaga na tandaan na walang covalent bond na ganap na egalitarian, maliban kung ang dalawang mga atom na kasangkot ay magkapareho (at sa gayon ay may parehong electronegativity).

Ang uri ng covalent bond ay nakasalalay sa pagkakaiba ng electronegativity sa pagitan ng mga species, kung saan ang isang halaga sa pagitan ng 0 at 0.4 ay nagreresulta sa isang non-polar bond, at isang pagkakaiba ng 0.4 hanggang 1.7 na resulta sa isang polar bond (ang Lumilitaw ang mga bono ng Ionic mula sa 1.7).

Non-polar covalent bond

Ang non-polar covalent bond ay nabuo kapag ang mga electron ay pareho na ibinahagi sa pagitan ng mga atoms. Kadalasang nangyayari ito kapag ang dalawang mga atom ay may katulad o pantay na elektronikong pagkakaugnay (magkatulad na species). Ang mas katulad na mga halagang pang-ugnay ng elektron ay sa pagitan ng mga atomo na kasangkot, mas malakas ang nagresultang pagkahumaling.

Ito ay karaniwang nangyayari sa mga molekula ng gas, na kilala rin bilang mga elemento ng diatomic. Ang nonpolar covalent bond ay gumagana sa parehong likas na katangian ng mga polar (ang atom na may mas mataas na electronegativity ay mas makaakit ng mas malakas na elektron o elektron ng iba pang atom).

Gayunpaman, sa mga diatomic na molekula ang mga electronegativities ay nag-aalis dahil sila ay pantay, na nagreresulta sa isang singil ng zero.

Ang mga bono na hindi polar ay mahalaga sa biyolohiya: nakakatulong sila na mabuo ang mga bono ng oxygen at peptide na nakikita sa mga kadena ng amino acid. Ang mga molekula na may isang mataas na bilang ng mga nonpolar bond ay karaniwang hydrophobic.

Polar covalent bond

Ang polar covalent bond ay nangyayari kapag mayroong hindi pantay na pagbabahagi ng mga electron sa pagitan ng dalawang species na kasangkot sa unyon. Sa kasong ito, ang isa sa dalawang mga atom ay may isang mas mataas na electronegativity kaysa sa iba pa, at para sa kadahilanang ito ay makaakit ng mas maraming mga electron mula sa kantong.

Ang nagreresultang molekula ay magkakaroon ng bahagyang positibong panig (ang may pinakamababang elektronegorya), at isang bahagyang negatibong panig (kasama ang atom na may pinakamataas na electronegativity). Magkakaroon din ito ng isang potensyal na electrostatic, na nagbibigay sa compound na may kakayahang mahina na magbigkis sa iba pang mga compound ng polar.

Ang pinakakaraniwang polar na bono ay ang mga hydrogen na may higit pang mga electronegative atoms upang mabuo ang mga compound tulad ng tubig (H ₂ O).

Ari-arian

Sa mga istruktura ng mga covalent bond, ang isang serye ng mga pag-aari ay isinasaalang-alang na kasangkot sa pag-aaral ng mga bonong ito at makakatulong upang maunawaan ang hindi pangkaraniwang bagay ng pagbabahagi ng elektron:

Panuntunan ng Octet

Ang panuntunan ng octet ay pormula ng pisika ng Amerikano at chemist na si Gilbert Newton Lewis, bagaman mayroong mga siyentipiko na nag-aral nito bago siya.

Ito ay isang patakaran ng hinlalaki na sumasalamin sa pagmamasid na ang mga atomo ng mga elemento ng kinatawan ay may posibilidad na pagsamahin sa isang paraan na ang bawat atom ay umabot sa walong mga electron sa shell valence nito, na humahantong sa pagkakaroon ng isang elektronikong pagsasaayos na katulad ng mga marangal na gas. Ang mga diagram o istraktura ng Lewis ay ginagamit upang kumatawan sa mga junctions na ito.

May mga pagbubukod sa panuntunang ito, halimbawa sa mga species na may isang hindi kumpletong shell valence (mga molekula na may pitong elektron tulad ng CH ₃ , at reaktibong species na may anim na electron tulad ng BH ₃ ); nangyayari rin ito sa mga atomo na may napakakaunting mga electron, tulad ng helium, hydrogen at lithium, bukod sa iba pa.

Pagkalalaglag

Ang resonance ay isang tool na ginamit upang kumatawan sa mga istruktura ng molekular at kumakatawan sa mga nagpapahiwatig na mga electron kung saan ang mga bono ay hindi maipahayag ng isang solong istruktura ng Lewis.

Sa mga kasong ito, ang mga electron ay dapat na kinakatawan ng iba't ibang mga "nag-aambag" na mga istraktura, na tinatawag na mga resonant na istraktura. Sa madaling salita, ang resonance ay ang term na iyon na nagmumungkahi ng paggamit ng dalawa o higit pang mga istruktura ng Lewis upang kumatawan sa isang partikular na molekula.

Ang konsepto na ito ay ganap na tao, at walang isa o ibang istraktura ng molekula sa anumang naibigay na oras, ngunit maaaring magkaroon ng anumang bersyon nito (o lahat) nang sabay.

Bukod dito, ang mga istrukturang nag-aambag (o resonant) ay hindi isomer: tanging ang posisyon ng mga elektron ay maaaring magkakaiba, ngunit hindi ang nuclei ng atom.

Aromaticity

Ang konsepto na ito ay ginagamit upang ilarawan ang isang siklista, planar molekula na may singsing ng mga resonant na bono na nagpapakita ng higit na katatagan kaysa sa iba pang mga pag-aayos ng geometriko na may parehong pagsasaayos ng atomic.

Ang mga molekulang aromatik ay napakatagal, dahil hindi sila madaling kumalas o hindi rin sila karaniwang kumikilos sa iba pang mga sangkap. Sa benzene, ang prototype aromatic compound, conjugated pi (π) na mga bono ay nabuo sa dalawang magkakaibang mga istraktura ng resonant, na bumubuo ng isang lubos na matatag na heksagon.

Link ng Sigma

Ito ang pinakasimpleng bono, kung saan sumali ang dalawang "s" orbitals. Ang mga bono ng Sigma ay nangyayari sa lahat ng mga simpleng bono ng covalent, at maaari ring maganap sa mga "p" orbitals, hangga't nakatingin sila sa bawat isa.

Bond pi (π)

Ang bonong ito ay nangyayari sa pagitan ng dalawang orbalsalong "p" na kaayon. Nagtatali silang magkatabi (hindi tulad ng sigma, na nagbubuklod sa mukha) at bumubuo ng mga lugar ng density ng elektron sa itaas at sa ibaba ng molekula.

Ang mga covalent na doble at triple bond ay nagsasangkot ng isa o dalawang pi bon, at ang mga ito ay nagbibigay sa molekula ng isang mahigpit na hugis. Ang mga bono ng Pi ay mas mahina kaysa sa mga bono ng sigma, dahil may mas kaunting overlap.

Mga uri ng mga covalent bond

Ang mga covalent bond sa pagitan ng dalawang mga atom ay maaaring mabuo ng isang pares ng mga electron, ngunit maaari rin silang mabuo ng dalawa o kahit tatlong pares ng mga electron, kaya ang mga ito ay ipapahayag bilang solong, doble at triple bond, na kinakatawan ng iba't ibang uri ng unyon (sigma at pi bond) para sa bawat isa.

Ang mga solong bono ay ang mahina at triple bond ang pinakamalakas; Nangyayari ito dahil ang mga triple ay ang mga may pinakamaikling haba ng bono (higit na pang-akit) at ang pinakamalaking lakas ng bono (nangangailangan sila ng mas maraming enerhiya upang masira).

Simpleng link

Ito ay ang pagbabahagi ng isang solong pares ng mga electron; iyon ay, ang bawat atom na kasangkot ay nagbabahagi ng isang solong elektron. Ang unyon na ito ay ang pinakamahina at nagsasangkot ng isang solong sigma (σ) na bono. Kinakatawan ito ng isang linya sa pagitan ng mga atomo; halimbawa, sa kaso ng molekula ng hydrogen (H ₂ ):

H H

Dobleng link

Sa ganitong uri ng bono, ang dalawang magkasamang pares ng mga electron ay bumubuo ng mga bono; iyon ay, apat na electron ang ibinahagi. Ang bond na ito ay nagsasangkot ng isang sigma (σ) at isang pi (π) na bono, at kinakatawan ng dalawang linya; halimbawa, sa kaso ng carbon dioxide (CO ₂ ):

O = C = O

Triple bond

Ang bond na ito, ang pinakamalakas na umiiral sa mga covalent bond, ay nangyayari kapag ang mga atom ay nagbabahagi ng anim na elektron o tatlong pares, sa isang sigma (σ) at dalawang pi (π) bonding. Ito ay kinakatawan ng tatlong linya at makikita sa mga molekula tulad ng acetylene (C ₂ H ₂ ):

HC≡CH

Panghuli, ang mga quadruple bond ay na-obserbahan, ngunit ang mga ito ay bihira at higit sa lahat ay limitado sa mga metal na compound, tulad ng chromium (II) acetate at iba pa.

Mga halimbawa

Para sa mga simpleng bono, ang pinakakaraniwang kaso ay ang hydrogen, tulad ng makikita sa ibaba:

Ang kaso ng isang triple bond ay ang mga nitrogens sa nitrous oxide (N ₂ O), tulad ng nakikita sa ibaba, na nakikita ang sigma at pi bon:

Mga Sanggunian

1. Chang, R. (2007). Chemistry. (Ika-9 na ed). McGraw-Hill.
2. Mga Librete Text ng Chem. (sf). Nakuha mula sa chem.libretexts.org
3. Anne Marie Helmenstine, P. (nd). Nakuha mula sa thoughtco.com
4. Lodish, H., Berk, A., Zipursky, SL, Matsudaira, P., Baltimore, D., & Darnell, J. (2000). Molekular na Biology ng Cell. New York: WH Freeman.
5. Wikiversity. (sf). Nakuha mula sa en.wikiversity.org