Kovalent bindingsdefinisjon

En kovalent binding er en type kjemisk binding der to atomer av samme eller forskjellige grunnstoffer deler ett eller flere par valenselektroner for å fullføre sine respektive oktetter. Denne typen binding er den som forekommer hyppigst blant ikke-metalliske elementer, men i noen tilfeller involverer den også noen overgangsmetaller og metalloider.

Kovalente bindinger er typen binding eller kjemisk binding som holder sammen alle atomene som utgjør molekyler som vann, karbondioksid og glukose, eller molekylære faste stoffer som grafitt og diamant, for å nevne noen. På den annen side er kovalente bindinger den typen binding par excellence som finnes i organiske forbindelser som gjør livet mulig, spesielt i proteiner, aminosyrer, fett og triglyserider, karbohydrater, etc.

Konseptet med kovalent binding er lett å huske hvis vi betrakter ordet kovalent som dannet av ordene «andel» og «valens», noe som indikerer at denne typen binding involverer nesten utelukkende elektronene som befinner seg i elementenes valensskallorbitaler . .

Den kovalente bindingen er den motsatte typen binding til ionbindingen, der i stedet for å dele elektroner, fjerner ett av atomene elektronene fra det andre, det første får en negativ elektrisk ladning mens det andre forblir positivt ladet. Disse artene kalles ioner (anioner førstnevnte og kationer sistnevnte) og holdes sammen av den elektrostatiske tiltrekningen som oppstår mellom ioner med motsatt ladning.

Kjennetegn på kovalente bindinger

Kovalente bindinger har flere egenskaper som tydelig skiller dem fra ioniske og metalliske bindinger. Noen av disse er:

• De dannes hovedsakelig mellom ikke-metalliske elementer eller mellom elementer som har relativt lik elektronegativitet. En elektronegativitetsforskjell lik eller mindre enn 1,7 er vilkårlig valgt for å definere en binding som kovalent.
• Kovalente bindinger er i gjennomsnitt svakere enn ioniske bindinger . Energien som kreves for å bryte ett mol av en typisk kovalent binding er vanligvis i området 150 til 400 kJ/mol, mens det for ionisk binding vanligvis tar mellom 600 og 4000 kJ/mol enda mer.
• De gir opphav til molekylære forbindelser , som generelt har mye lavere smelte- og kokepunkter enn ioniske forbindelser (med unntak av molekylære faste stoffer som grafitt og diamant, som har svært høye smeltepunkter).
• De er retningsbestemte , noe som betyr at i atomene som danner flere kovalente bindinger, er disse fortrinnsvis orientert i visse retninger, noe som gir opphav til karakteristiske molekylære geometrier for hvert molekylært stoff. For eksempel, når det gjelder ammoniakk (NH ₃ ), er de tre kovalente bindingene med hydrogen orientert langs kantene av en trigonalbasert pyramide, mens i boran (BH 3 ₎ danner de tre bindingene en likesidet trekant, som gir opphav til en trigonal plan geometri.
• Kovalente bindinger er kortere enn ioniske bindinger . Mens i de fleste ioniske forbindelser er kjernene mellom 160 og 370 pm fra hverandre, for kovalente forbindelser er denne avstanden mellom ca. 80 og 200 pm for de aller fleste enkeltkovalente bindinger, med bare noen få unntak som kommer nær 260 pm. .
• Bindingslengden avtar med bindingsrekkefølgen , noe som betyr at for det samme atomparet blir bindingen kortere ettersom flere elektroner deles.

Typer kovalente bindinger

Kovalente bindinger er svært vanlige og de er også svært varierte, og kan klassifiseres etter ulike kriterier. De viktigste kriteriene for klassifisering av kovalente bindinger og typene bindinger som er inkludert i hver av dem er presentert nedenfor.

Typer kovalente bindinger i henhold til forskjellen i elektronegativitet

Elektronegativitetsforskjellen bestemmer hvor likt elektroner deles når en kovalent binding dannes. Basert på dette kriteriet kan vi skille to typer kovalente bindinger:

polare kovalente bindinger

De dannes når to elementer hvis elektronegativitetsforskjell er mellom 0,4 og 1,7 blir sammenføyd (disse områdene er noe vilkårlige). I denne typen bindinger deles ikke elektronene likt siden det mer elektronegative atomet beholder elektronskyen lenger rundt seg enn det mindre elektronegative, og får en delvis negativ ladning mens det mindre elektronegative får en positiv partiell ladning. .

Denne separasjonen av ladninger kalles en elektrisk dipol og er grunnen til at denne typen binding kalles en polar binding. Ladningsseparasjonen måles gjennom dipolmomentet til bindingen. Forbindelser som har polare bindinger kan være polare molekyler eller ikke, avhengig av om vektorsummen av alle dipolmomenter gir et resulterende netto dipolmoment.

ikke-polare kovalente bindinger

De er de kovalente bindingene som dannes mellom atomer som har en forskjell i elektronegativitet mindre enn 0,4. I denne typen binding antas det at det ikke dannes en dipol, så bindingen sies å være upolar.

Noen mennesker kjenner igjen en underklasse av ikke-polar kovalent binding som de kaller en ren kovalent binding, som oppstår når to nøyaktig samme atomer av samme element er kovalent bundet (i tillegg til å være det samme elementet, må begge atomene også ha samme hybridisering) . Dette er den perfekte kovalente bindingen der elektronene er helt likt delt og vi kan med sikkerhet si at dipolmomentet er null.

Typer kovalente bindinger i henhold til overlappingen av atomorbitaler (Valence Bond Theory)

Valensbindingsteorien slår fast at for at den kovalente bindingen skal dannes, må valensatomorbitalene til de to bundne atomene overlappe hverandre, ellers vil de ikke være i stand til å dele elektroner. I følge denne teorien er det to måter disse orbitalene kan overlappe, noe som gir opphav til to typer kovalente bindinger:

σ (sigma) bindinger

Sigmabindingen dannes av frontoverlappingen av atomorbitallappene, og det er grunnen til at denne bindingen dannes langs linjen som forbinder de to kjernene. To bundne atomer kan bare danne en σ-binding mellom dem på grunn av begrensninger knyttet til orienteringene til atomorbitalene, siden hvis en orbitaler peker i én retning, må de andre orbitalene i valensskallet nødvendigvis peke i en annen retning.

π (pi) bindinger

De er de som dannes ved sideveis overlapping av atomorbitaler, vanligvis rene atomorbitaler av typen pod. Disse bindingene dannes bare når to atomer deler mer enn ett elektronpar, og kan danne mer enn én pi-binding.

Elektronene som er delt i pi-bindingene er plassert over og under eller til sidene av linjen som forbinder de to kjernene, men de passerer aldri gjennom den linjen.

Typer kovalente bindinger i henhold til bindingsrekkefølge eller antall delte elektronpar

Som nevnt før, i en kovalent binding, kan to atomer dele ett eller flere elektronpar. Dette antallet delte elektronpar er kjent som bindingsrekkefølgen. Basert på denne bindingsrekkefølgen kan kovalente bindinger klassifiseres som:

enkelt kovalent binding

Det oppstår når to atomer deler bare ett elektronpar. Enkelt kovalente bindinger er alltid σ-bindinger.

dobbel kovalent binding

Det er den kovalente bindingen der to par elektroner er delt. Ett av elektronparene danner en σ-binding mellom de to kjernene, mens det andre paret danner en π-binding. Det er viktig å forstå at selv om det kalles en dobbeltbinding og anses å bestå av en σ- og en π-binding, er dobbeltbindingen faktisk en enkeltbinding.

trippel kovalent binding

Det dannes når to atomer deler tre par elektroner. I dette tilfellet består bindingen av en σ-binding og to π-bindinger. Imidlertid danner disse to π-bindingene en hul sylinder der de fire π-elektronene møtes mens de to σ-elektronene møtes i midten.

Andre spesielle typer kovalente bindinger

Dativ eller koordinat kovalente bindinger

I de fleste kovalente bindinger bidrar begge bundne atomer med ett elektron for å danne hvert bindende elektronpar. Imidlertid er det en spesiell type kovalent binding som er ganske vanlig og dannes som en konsekvens av en Lewis-syre-basereaksjon.

I disse tilfellene er det bare ett av de to atomene som bidrar med elektronparet for å danne den kovalente bindingen. Denne spesielle typen binding kalles en dativbinding (av åpenbare grunner, siden bare ett av atomene gir eller bidrar med de nødvendige elektronene for bindingen) eller koordinat. Dette er typen kovalent binding som karakteriserer koordinasjonsforbindelser.

Kovalente bindinger av tre kjerner eller tre sentre

I noen spesielle molekyler kan det dannes kovalente bindinger der det samme elektronparet er delt mellom mer enn to atomer. Slik er tilfellet med allylkationer der en dobbel kovalent binding er konjugert med en vicinal karbokation, og danner en π-binding som omfatter alle tre atomene som lar de to π-elektronene bevege seg fritt fra den ene enden av bindingen til den andre. Dette kalles flytting.

Eksempler på vanlige kovalente bindinger

Noen eksempler på kovalente bindinger er:

• C–H
• C–C
• C–N
• N–N
• N=N
• C=N
• C–O
• C=O
• ELLER = ELLER
• ÅH
• Br–Br
• C–F
• C ≡ C
• N ≡ N
• C ≡ N

Referanser

Definisjon av. (nd). Definisjon av kovalent . https://definicion.de/covalente/

Fernandes, AZ (2021, 10. mai). Kovalent binding: egenskaper og typer (med eksempler) . All Matter. https://www.todamateria.com/enlace-covalente/

Jhoanell, J. (2021, 18. november). Kovalent binding . KonseptABC. https://conceptoabc.com/enlace-covalente/

Libretekster. (2020, 30. oktober). 7.5: Ioniske og kovalente bindingsstyrker . Spanske LibreTexts. https://espanol.libretexts.org/Quimica/Libro%3A_Quimica_General_(OpenSTAX)/07%3A_Enlace_Quimico_y_Geometria_Molecular/7.5%3A_Fortaleza_de_los_enlaces_ionicos_y_covalentes

Martín, M. (2020, 17. mars). Når vi snakker om kovalente bindinger, refererer vi til en bestemt type . Kjennetegn. https://www.caracteristicas.pro/enlaces-covalentes/

Betydninger. (2020, 15. desember). Kovalent binding . https://www.significados.com/enlace-covalente/