• Hvad er en kovalent binding?
• Kovalente bindingstyper
• Eksempler på kovalent binding

Vi forklarer, hvad en kovalent binding er og nogle af dens karakteristika. Også typerne af kovalente bindinger og eksempler.

Den kovalente binding dannes mellem atomer, der ikke har en stor elektronegativitetsforskel.

Hvad er en kovalent binding?

En type binding kaldes kovalent Kemisk binding hvad sker der når to atomer er knyttet til form a molekyle, deling elektroner hører til dens valensskal eller sidste energiniveau, og når dermed den velkendte "stabile oktet", ifølge "oktetreglen" foreslået af Gilbert Newton Lewis om atomers elektroniske stabilitet.

Det "oktet regel"Siger det ioner af de kemiske grundstoffer placeret i Periodiske system, har en tendens til at fuldføre deres sidste energiniveauer med 8 elektroner, og denne elektroniske konfiguration giver dem stor stabilitet, som er meget lig elektronernes. Ædelgasser.

Kovalent bundne atomer deler et eller flere par elektroner fra deres sidste energiniveau. Det kaldes molekylær orbital til det område af rummet, hvor elektrontætheden er placeret i molekylet.

Denne elektrontæthed kan defineres og beregnes ved hjælp af meget komplekse matematiske ligninger, der beskriver elektronernes opførsel i molekyler. På den anden side er der også atomorbitaler, som er defineret som det område af rummet, der repræsenterer sandsynligheden for at finde en elektron omkring atomkernen. Således, når flere atomare orbitaler kombineres, genereres molekylære orbitaler.

Kovalente bindinger dannes ved at dele elektroner mellem bindingsatomerne, og de adskiller sig fra ionbindinger hvor der i sidstnævnte sker en overførsel af elektroner mellem atomerne involveret i ionbindingen (ingen elektroner deles).

For at en ionbinding skal dannes, overfører et atom en eller flere elektroner til et andet atom, og bindingen dannes ved elektrostatisk vekselvirkning mellem begge atomer, der er elektrisk ladede, for når overførslen af ​​elektroner sker, vil et atom (det der gav elektroner) ) det blev efterladt med en positiv ladning (kation), og det andet atom (det der accepterede elektroner) blev efterladt med en negativ ladning (anion).

På den anden side dannes den kovalente binding mellem atomer, der ikke har en stor elektronegativitetsforskel. Denne binding kan dannes mellem ikke-metalliske atomer eller mellem metalliske atomer og hydrogen. Ionbindingen dannes mellem ioner af atomer med en høj elektronegativitetsforskel og dannes normalt mellem ioner af atomer af metalliske elementer og ioner af atomer af ikke-metalliske elementer.

Det er vigtigt at præcisere, at der ikke er nogen absolut kovalent binding eller en absolut ionbinding. Faktisk ses ionbinding ofte som en "overdrivelse" af den kovalente binding.

Kovalente bindingstyper

I en dobbeltbinding bidrager de bundne atomer med to elektroner fra deres sidste energiniveau.

Der er følgende typer kovalente bindinger baseret på antallet af elektroner, der deles af de bundne atomer:

• Enkel. Bundne atomer deler et par elektroner fra deres sidste elektroniske skal (en elektron hver). Det er repræsenteret af en linje i den molekylære forbindelse. For eksempel: H-H (brint-hydrogen), H-Cl (brint-klor).
• Dobbelt. De bundne atomer bidrager hver med to elektroner fra deres sidste energiskal og danner en binding af to elektronpar. Det er repræsenteret af to parallelle linjer, en over og en nedenfor, svarende til det matematiske tegn på lighed. For eksempel: O = O (Oxygen-Oxygen), O = C = O (Oxygen-Carbon-Oxygen).
• Tredobbelt. Denne binding er dannet af tre par elektroner, det vil sige, at hvert atom bidrager med 3 elektroner fra sit sidste energilag. Det er repræsenteret af tre parallelle linjer, placeret en over, en i midten og en under. For eksempel: N≡N (nitrogen-nitrogen).
• Dativ. En type kovalent binding, hvor kun et af de to bundne atomer bidrager med to elektroner og det andet dog ingen. Det er repræsenteret af en pil i den molekylære forbindelse. For eksempel ammoniumionen:
  

På den anden side er det muligt at skelne mellem polære kovalente bindinger (der danner polære molekyler) og ikke-polære kovalente bindinger (der danner polære molekyler) alt efter tilstedeværelsen eller ej af polaritet (nogle molekylers egenskab til at adskille de elektriske ladninger i deres struktur). ikke-polære molekyler). polære):

• Polære kovalente bindinger. Atomer af forskellige elementer og med elektronegativitetsforskel over 0,5. Molekylet vil således have en negativ ladningstæthed på det mest elektronegative atom, da dette atom tiltrækker bindingens elektroner med større kraft, mens en positiv ladningstæthed vil forblive på det mindre elektronegative atom. Adskillelse af ladningstætheder genererer elektromagnetiske dipoler.
• Ikke-polære kovalente bindinger. Atomer af det samme grundstof er bundet, eller af forskellige grundstoffer, men med lignende elektronegativiteter, med en elektronegativitetsforskel på mindre end 0,4. Elektronskyen tiltrækkes med samme intensitet af både kerner, og der dannes ikke en molekylær dipol.

Eksempler på kovalent binding

Rent nitrogen (N2) har en tredobbelt binding.

Simple eksempler på kovalent binding er dem, der forekommer i følgende molekyler:

• Ren oxygen (O2). O = O (en dobbeltbinding)
• Ren brint (H2). H-H (et enkelt link)
• Carbondioxid (CO2). O = C = O (to dobbeltbindinger)
• Vand (H2O). H-O-H (to enkeltbindinger)
• Saltsyre (HCl). H-Cl (en enkeltbinding)
• Rent nitrogen (N2). N≡N (en tredobbelt binding)
• Blåsyre (HCN). H-C≡N (en enkelt- og en tripelbinding)