Kovalent Bond: Egenskaber og Polaritet
Kovalent Bond: Egenskaber og Polaritet!
Atomer kan kombinere med hinanden ved at dele elektroner i deres valensskaller, så de kombinerende atomer når de nærmeste edelgaskonfigurationer. De delte elektroner bidrager til stabiliteten af begge atomerne. Denne type af binding kaldes kovalent binding eller kovalent binding, og forbindelserne kaldes kovalente forbindelser.
For eksempel, når to hydrogenatomer nærmer hinanden, bidrager hvert atom til en elektron, og parret af elektroner deles af begge atomer til dannelse af et hydrogenmolekyle.
H + H → H: H eller H-H
Tilsvarende deler hydrogen og chloratomer en elektron hver for at danne HCI
H + Cl - H: Cl: eller H - Cl
Bindingatomerne kan dele mere end et par elektroner afhængigt af deres krav om at færdiggøre octeten. For eksempel har i hvert oxygenatom dannelsen af oxygenmolekyl seks elektroner i valensen, og derfor bidrager de to elektroner hver til deling. Således deles to elektroner par, og der er en dobbeltbinding mellem de to oxygenatomer.
Tilsvarende deles der i dannelsen af et nitrogenmolekyle tre elektronpar, og der er en tredobbelt binding mellem de to nitrogenatomer. Antallet af elektroner, som et atom bidrager til deling i en kovalent binding kaldes kavaliteten. Således er kovalens af hydrogen, chlor, oxygen og nitrogen henholdsvis 1, 1, 2 og 3.
Nogle vigtige kendetegn ved kovalent binding:
1. Bondlængde:
Det defineres som den gennemsnitlige afstand mellem kernerne af to bundne atomer i et molekyle. Ved dannelsen af hydrogenmolekyle, når to hydrogenatomer nærmer hinanden, nås et stadium, hvor de attraktive kræfter balancerer de repulsive kræfter.
På dette tidspunkt bliver systemets potentielle energi mindste, og atomer bliver bundet sammen. Afstanden mellem kernerne i to hydrogenatomer kaldes bo7id-længden af HH-bindingen og har vist sig at være 0, 74 A °.
Det kan bemærkes, at bindelængden falder med multiplication af bindingen mellem de to atomer. C = C-bindingen er således kortere end C = C-bindingen, som igen er kortere end CC-bindingen.
2. Forbindelsesvinkel:
Forbindelsesvinkel kan defineres som den indvendige vinkel mellem orbitalerne indeholdende elektronpar i valensskallen af det centrale atom i et kovalent molekyle. Forbindelsesvinklerne i H20, NH3 og CH4 molekyler er for eksempel 104, 5 °, 107 ° og 109, 5 °.
Båndvinklerne giver en ide om fordeling af orbitalerne i det tredimensionale rum omkring det centrale atom i molekylet og giver således en ide om molekylets form.
3. Bondstyrke eller bindingsenergi:
Energi kræves altid for at bryde en kemisk binding. For eksempel kræves 458 kJ energi ved brydning af 1 mol hydrogengas til atomer. Obligationsstyrken i dette tilfælde siges at være 458 kJ pr. Mol, dvs. pr. Avogadros antal obligationer.
Bondstyrke eller bindingsenergi af en bestemt type obligation defineres som den energi, der kræves for at bryde en mol obligationer (dvs. Avogadros antal bindinger) af den type i et stof i gasform.
Styrkelsen af bindingen indikerer stabiliteten af bindingen. Således er N = N-bindingen mere stabil end O = O-binding. Derfor er nitrogenmolekylet mere stabilt end oxygenmolekylet. Derfor er nitrogen meget mindre reaktivt end oxygen. Styrkelsen af FF-obligationen er lavere end for CI-CI-bindingen. Derfor er fluor mere reaktivt end chlor.
Polaritet i kovalente obligationer:
En kovalent binding dannet mellem to identiske eller lignende atomer siges at være en ikke-polær kovalent binding, men hvis de dannes mellem to forskellige atomer, siges det at være en polær kovalent binding. I det tidligere tilfælde tiltrækkes det fælles elektronpar parvist af begge atomer og ligger lige midt imellem dem, som i hydrogenmolekyle H: H. Det dannede molekyle er siges at være ikke-polært molekyle. Eksemplerne er H2, F2, Cl2.
I tilfælde af en kovalent binding dannet mellem to forskellige atomer har et af atomerne generelt en større tendens til at tiltrække elektronerne mod sig selv. Elektronparet trækkes derfor tættere på det atom, som i hydrogenfluoridmolekyle (H: F), hvori elektronparet deles mellem hydrogen og fluor forbliver tættere på fluoratomet.
Den usymmetriske fordeling af elektroner fører til ladningsadskillelse, dvs. udvikling af delvis negativ ladning nær fluorende og delvis positiv ladning nær hydrogenend. Dette er repræsenteret i HF og HCI molekyler som følger:
De dannede molekyler siges at være polære molekyler. Den polære kovalente binding har derfor delvis ionisk karakter.
