Chemie

Intramolekulêre verbindings (vervolg)


Kovalente binding

Kovalente binding word uitgevoer volgens die elektronegatiwiteitsverskil. Dit kom gewoonlik voor tussen nie-metaal en nie-metaal, waterstof en nie-metaal en waterstof met waterstof.

Hierdie binding word gekenmerk deur die deling van elektrone tussen atome. Waterstof het 'n elektron in sy valensie-dop. Om identies te wees aan die edel heliumgas met 2 elektrone in die laaste dop. Hy het nog een elektron nodig. Dus, 2 waterstofatome deel dat hul elektrone stabiel is:

Bv. H (Z = 1) K = 1

H - H → H2

Die spoor stel die paar gedeelde elektrone voor.

In hierdie situasie gebeur alles asof elke atoom twee elektrone in sy elektrosfeer het. Die elektrone behoort terselfdertyd aan albei atome, dit wil sê, die twee atome deel die 2 elektrone. Die kleinste gedeelte van die resulterende kovalente bindingsstof word 'n molekule genoem.

So die H2 is 'n molekule of molekulêre verbinding. 'N Verbinding word as 'n molekulêre verbinding of molekule beskou as dit slegs kovalente bindings het. Let op die kovalente binding tussen twee chlooratome:


Lewis-formule of elektroniese formule

Cl - Cl
Struktuurformule

Cl 2
Molekulêre formule

Afhangend van die aantal elektrone wat atome deel, kan hulle mono, bi, tri of tetravalent wees.

Kovalente binding kan ook voorkom tussen atome van verskillende elemente, byvoorbeeld water.


Lewis-formule

 
Struktuurformule

H2die
Molekulêre formule

Water, in die voorbeeld, maak drie kovalente bindings en vorm die molekule H2O. Suurstof is 6 ° in die laaste laag en benodig 2 ° om stabiel te wees. Waterstof is 1 en is nog 1 nodig om te stabiliseer. Daar is nog twee elektronpare oor wat die suurstofatoom oorbly.

Kovalente binding kan op verskillende maniere voorgestel word. Die formules waarin dit voorkom, word deur die tekens aangedui . ofx dit word die Lewis-formule of elektroniese formule genoem.

Wanneer elektronpare voorgestel word deur streepies (-) noem ons die plat struktuurformule, wat die aantal bindings toon en watter atome gebind is. Die molekulêre formule is die eenvoudigste en toon slegs watter en hoeveel atome in die molekule is. Kyk na die model:

H .  . H (Lewis-formule of elektronika)
H - H (plat struktuurformule)
H2 (molekulêre formule)

Let op die tabel van sommige elemente met hul valensie (kovalensie) en hul voorstelling.

ELEMENT

AANDELE

VALENCIA

VERTEENWOORDIGING

WATERSTOF

1

H -

CHLOOR

1

Cl -

SUURSTOF

2

- O - en O =

SULPHUR

2

- S- en S =

NITROGEN

3

CARBON

4

Sommige reëls vir die montering van die kovalente verband:

- die sentrale element in die middel plaas;
- plaas die mees elektronegatiewe element rondom die sentrale atoom;
- sit die waterstof aan suurstof vas.

Kovalente bindingseienskappe:

- vorm molekules;
- is gewoonlik oplosbaar in nie-polêre oplosmiddels;
- lae FP en PE het;
- Oor die algemeen moet u nie elektrisiteit gelei nie, behalwe sure.

die normale kovalente binding Dit is die vereniging tussen atome wat deur elektronpare gevorm word, sodat elke paar gevorm word deur een elektron van elk van die atome. voorbeeld:

Hierdie tipe binding kom baie gereeld voor in saamgestelde stowwe.

die kovalente binding van die datief Dit is die binding waar die elektronpaar slegs deur een van die atome van die binding gegee word.

In die binding van swaeldioksied (SO2) lyk so:

In hierdie verband lewer swael sy elektronpaar aan die suurstofatoom. Daar is geen deel nie.

Die kovalente binding van die datief word voorgestel deur 'n pyl wat gaan van die skenkeratoom na die atoom wat die elektronpaar ontvang het. Soos met normale kovalente binding, gaan die datief ook voort met die oktet om elke atoom, wat die stabiliteit behou.

'N Ander voorbeeld is swaeltrioksied (SO3):


'N Ander voorbeeld is koolstofmonoksied (CO), wat twee normale kovalente bindings het en een datief kovalent tussen koolstof en suurstof.
 

Dit is belangrik om te onthou dat stowwe wat slegs gevorm word deur normale of datiewe kovalente bindings molekules of molekulêre verbindings genoem word.

'N Stof kan ioniese sowel as kovalente bindings hê. As dit ten minste een ioniese binding het, sal dit as 'n ioniese verbinding beskou word.

As die stof slegs gevorm word deur ioniese bindings, noem ons dit 'n ioniese aggregaat. In 'n ioniese verbinding is daar geen molekules nie.