Χαρακτηριστικά ομοιοπολικής σύνδεσης, ιδιότητες, τύποι και παραδείγματα



Το ομοιοπολικούς δεσμούς είναι ένας τύπος ένωσης μεταξύ ατόμων που σχηματίζουν μόρια μέσω της κοινής χρήσης των ζευγών ηλεκτρονίων. Αυτοί οι δεσμοί, που αντιπροσωπεύουν μια αρκετά σταθερή ισορροπία μεταξύ κάθε είδους, επιτρέπουν σε κάθε άτομο να επιτύχει τη σταθερότητα της ηλεκτρονικής του διαμόρφωσης.

Αυτοί οι σύνδεσμοι σχηματίζονται σε μονές, διπλές ή τριπλές εκδόσεις και έχουν πολικούς και μη πολικούς χαρακτήρες. Τα άτομα μπορούν να προσελκύσουν άλλα είδη, επιτρέποντας έτσι τον σχηματισμό χημικών ενώσεων. Αυτή η ένωση μπορεί να συμβεί από διαφορετικές δυνάμεις, δημιουργώντας μια αδύναμη ή ισχυρή έλξη ή ιονικούς χαρακτήρες ή με ανταλλαγή ηλεκτρονίων.

Ομολογιακά ομόλογα θεωρούνται "ισχυρά" συνδικάτα. Σε αντίθεση με άλλες ισχυροί δεσμοί (ιοντικούς δεσμούς), ομοιοπολική συχνά συμβαίνουν σε άτομα μη-μέταλλο και έχουν συγγένειες παρόμοιες οποία τα ηλεκτρόνια (παρόμοια ηλεκτραρνητικότητες), προκαλώντας τις ομοιοπολικούς δεσμούς είναι αδύναμοι και απαιτούν λιγότερη ενέργεια για να σπάσει.

Σε αυτόν τον τύπο της σύνδεσης που εφαρμόζεται συνήθως ονομάζεται κανόνας οκτάδας να εκτιμηθεί ο αριθμός των ατόμων μοιράστηκε: Αυτός ο κανόνας ορίζει ότι κάθε άτομο σε ένα μόριο απαιτεί οκτώ ηλεκτρόνια σθένους να είναι σταθερή. Μέσω της κοινής χρήσης, αυτά πρέπει να επιτύχουν απώλεια ή κέρδος των ηλεκτρονίων μεταξύ των ειδών.

Ευρετήριο

  • 1 Χαρακτηριστικά
    • 1.1 Μη πολικός ομοιοπολικός δεσμός
    • 1.2 Πολικό ομοιοπολικό δεσμό
  • 2 Ιδιότητες
    • 2.1 Κανονισμός byte
    • 2.2 Συντονισμός
    • 2.3 Αρωματικότητα
  • 3 Τύποι ομοιοπολικών δεσμών
    • 3.1 Απλή σύνδεση
    • 3.2 Διπλή σύνδεση
    • 3.3 Τριπλή σύνδεση
  • 4 Παραδείγματα
  • 5 Αναφορές

Χαρακτηριστικά

Οι ομοιοπολικοί δεσμοί επηρεάζονται από την ηλεκτροαρνητική ιδιότητα καθενός από τα άτομα που εμπλέκονται στην αλληλεπίδραση των ζευγών ηλεκτρονίων. όταν έχετε ένα άτομο με ηλεκτραρνητικότητα σημαντικά μεγαλύτερο από αυτό του άλλου ατόμου στην ένωση, θα σχηματιστεί ένας πολικός ομοιοπολικός δεσμός.

Ωστόσο, όταν αμφότερα τα άτομα έχουν παρόμοια ιδιότητα ηλεκτροαρνησίας, θα σχηματιστεί ένας μη πολικός ομοιοπολικός δεσμός. Αυτό συμβαίνει επειδή τα ηλεκτρόνια των πιο ηλεκτροαρνητικών ειδών θα είναι περισσότερο συνδεδεμένα με αυτό το άτομο από ό, τι στην περίπτωση των λιγότερο ηλεκτροαρνητικών.

Αξίζει να σημειωθεί ότι κανένας ομοιοπολικός δεσμός δεν είναι εξ ολοκλήρου ίσος, εκτός εάν τα δύο συμμετέχοντα άτομα είναι πανομοιότυπα (και επομένως έχουν την ίδια ηλεκτροαρνητικότητα).

Ο τύπος του ομοιοπολικού δεσμού εξαρτάται από τη διαφορά στην ηλεκτραρνητικότητα μεταξύ των ειδών, όπου μια τιμή μεταξύ 0 και 0,4 καταλήγει σε ένα μη-πολικό δεσμό, και μια διαφορά από 0,4 έως 1,7 τα αποτελέσματα σε έναν πολικό δεσμό (η ιονικοί δεσμοί εμφανίζονται από 1.7).

Μη πολικός ομοιοπολικός δεσμός

Ο μη πολικός ομοιοπολικός δεσμός δημιουργείται όταν τα ηλεκτρόνια κατανέμονται εξίσου μεταξύ των ατόμων. Αυτό συμβαίνει συνήθως όταν τα δύο άτομα έχουν παρόμοια ή ίδια ηλεκτρονική συνάφεια (ίδιο είδος). Όσο πιο παρόμοιες είναι οι τιμές της ηλεκτρονικής συγγένειας μεταξύ των εμπλεκόμενων ατόμων, τόσο ισχυρότερη θα είναι η προκύπτουσα έλξη.

Αυτό συμβαίνει συνήθως στα μόρια αερίου, επίσης γνωστά ως διατομικά στοιχεία. Οι μη πολικοί ομοιοπολικοί δεσμοί λειτουργούν με την ίδια φύση με τους πολικούς (το άτομο υψηλότερης ηλεκτροαρνητικότητας θα προσελκύσει περισσότερο το ηλεκτρόνιο ή τα ηλεκτρόνια του άλλου ατόμου).

Ωστόσο, στα διατομικά μόρια οι ηλεκτροαρνησίες ακυρώνονται επειδή είναι ίσες και οδηγούν σε μηδενικό φορτίο.

Οι μη πολικοί δεσμοί είναι κρίσιμοι στη βιολογία: βοηθούν στο σχηματισμό δεσμών οξυγόνου και πεπτιδίων που παρατηρούνται στις αλυσίδες αμινοξέων. Τα μόρια με μεγάλη ποσότητα μη πολικών δεσμών είναι συνήθως υδρόφοβα.

Πολικός ομοιοπολικός δεσμός

Ο πολικός ομοιοπολικός δεσμός εμφανίζεται όταν υπάρχει άνιση κατανομή ηλεκτρονίων μεταξύ των δύο ειδών που εμπλέκονται στην ένωση. Σε αυτή την περίπτωση, ένα από τα δύο άτομα έχει ηλεκτροναυτιμότητα σημαντικά μεγαλύτερο από το άλλο και γι 'αυτό θα προσελκύσει περισσότερα ηλεκτρόνια από την ένωση.

Το προκύπτον μόριο θα έχει μια ελαφρώς θετική πλευρά (εκείνη που έχει τη χαμηλότερη ηλεκτροαρνητικότητα) και μια ελαφρώς αρνητική πλευρά (με εκείνο το άτομο με την υψηλότερη ηλεκτροαρνητικότητα). Θα έχει επίσης ένα ηλεκτροστατικό δυναμικό, δίνοντας την ένωση την ικανότητα να συνδέεται ασθενώς με άλλες πολικές ενώσεις.

Οι πιο κοινές ομολογίες πολικές υδρογόνου είναι περισσότερο ηλεκτραρνητικό ατόμων για να σχηματίσουν ενώσεις όπως το νερό (H2Ο).

Ιδιότητες

Στις δομές των ομοιοπολικών δεσμών λαμβάνεται υπόψη μια σειρά ιδιοτήτων που εμπλέκονται στη μελέτη αυτών των συνδικάτων και βοηθούν στην κατανόηση αυτού του φαινομένου της ανταλλαγής ηλεκτρονίων:

Ο κανόνας του Οκτέτ

Ο κανόνας των οκτάδων διατυπώθηκε από τον Αμερικανό φυσικό και χημικό Gilbert Newton Lewis, αν και υπήρχαν επιστήμονες που το μελέτησαν πριν από αυτόν.

Είναι ένας κανόνας που αντανακλά την παρατήρηση ότι τα άτομα είναι αντιπροσωπευτικά στοιχεία που συνήθως συνδυάζονται έτσι ώστε κάθε άτομο φτάνει οκτώ ηλεκτρόνια σε στοιβάδα σθένους του, οδηγώντας σε έχουν μια παρόμοια διαμόρφωση ηλεκτρονίων ευγενή αέρια. Διαγράμματα ή δομές Lewis χρησιμοποιούνται για να αντιπροσωπεύσουν αυτά τα συνδικάτα.

Υπάρχουν εξαιρέσεις σε αυτόν τον κανόνα, όπως για τα είδη με ένα ελλιπές κέλυφος σθένους (μόρια με επτά ηλεκτρόνια όπως CH3, και αντιδραστικά είδη έξι ηλεκτρονίων όπως η ΒΗ3) · συμβαίνει επίσης σε άτομα με πολύ λίγα ηλεκτρόνια, όπως το ήλιο, το υδρογόνο και το λίθιο, μεταξύ άλλων.

Συντονισμός

Ο συντονισμός είναι ένα εργαλείο που χρησιμοποιείται για να αντιπροσωπεύει τις μοριακές δομές και αντιπροσωπεύει delocalized ηλεκτρονίων όπου οι δεσμοί δεν μπορούν να εκφραστούν με μια μοναδική δομή Lewis.

Σε αυτές τις περιπτώσεις, τα ηλεκτρόνια πρέπει να εκπροσωπούνται με αρκετές "συμβάλλοντες" δομές, που ονομάζονται συντονισμένες δομές. Με άλλα λόγια, ο συντονισμός είναι αυτός ο όρος που προτείνει τη χρήση δύο ή περισσότερων δομών Lewis για να αντιπροσωπεύει ένα συγκεκριμένο μόριο.

Αυτή η ιδέα είναι εντελώς ανθρώπινη και δεν υπάρχει μία ή άλλη δομή του μορίου σε καμία δεδομένη στιγμή, αλλά μπορεί να υπάρχει σε οποιαδήποτε έκδοση αυτού (ή σε όλα) την ίδια στιγμή.

Επιπλέον, οι συμβάλλοντες (ή η αντήχηση) δομές δεν είναι ισομερή: μόνο η θέση των ηλεκτρονίων μπορεί να διαφέρει, αλλά όχι οι πυρήνες του ατόμου.

Αρωματικότητα

Αυτή η έννοια χρησιμοποιείται για να περιγράψει ένα κυκλικό και επίπεδο μόριο με ένα δακτύλιο συντονισμένων δεσμών που παρουσιάζουν μεγαλύτερη σταθερότητα από άλλες γεωμετρικές διατάξεις με την ίδια ατομική διάταξη.

Τα αρωματικά μόρια είναι πολύ σταθερά, διότι δεν σπάνε εύκολα ή συνήθως αντιδρούν με άλλες ουσίες. Στο βενζόλιο, η πρωτότυπη αρωματική ένωση, οι συζυγείς δεσμοί pi (π) σχηματίζονται σε δύο διακριτές συντονιστικές δομές, οι οποίες σχηματίζουν ένα εξάγωνο με υψηλή σταθερότητα.

Σύνδεσμος Sigma (σ)

Είναι ο πιο απλός σύνδεσμος, στον οποίο δύο orbals συναντιούνται. Οι δεσμοί Sigma παρουσιάζονται σε όλους τους απλούς ομοιοπολικούς δεσμούς και μπορεί επίσης να εμφανιστούν σε τροχιές "ρ", ενώ αυτές εξετάζουν το ένα το άλλο.

Σύνδεση pi (π)

Αυτός ο σύνδεσμος είναι μεταξύ δύο τροχιακών "ρ" που είναι παράλληλα. Συνενώνονται μεταξύ τους (σε αντίθεση με το σίγμα, το οποίο ενώνει πρόσωπο με πρόσωπο) και σχηματίζουν περιοχές ηλεκτρονικής πυκνότητας πάνω και κάτω από το μόριο.

Οι διπλοί και τριπλοί ομοιοπολικοί δεσμοί περιλαμβάνουν έναν ή δύο δεσμούς π και αυτές δίνουν στο μόριο μία άκαμπτη μορφή. Οι συνδέσεις pi είναι πιο αδύναμες από το sigma, δεδομένου ότι υπάρχει μικρότερη αλληλεπικάλυψη.

Τύποι ομοιοπολικών δεσμών

Ομοιοπολικός δεσμός μεταξύ δύο ατόμων μπορεί να σχηματίζεται από ένα ζεύγος ηλεκτρονίων, αλλά μπορεί επίσης να σχηματίζεται από δύο ή ακόμα και τρία ζεύγη αυτών, έτσι ώστε αυτά εκφράζονται ως μονό, διπλό και τριπλό, οι οποίες αντιπροσωπεύουν διαφορετικούς τύπους διασταυρώσεις (συνδέσεις sigma και pi) για κάθε μία από αυτές.

Οι απλοί σύνδεσμοι είναι οι πιο αδύναμοι και οι τριπλοί οι ισχυρότεροι. αυτό συμβαίνει επειδή τα τριπλά είναι αυτά με το μικρότερο μήκος σύνδεσης (μεγαλύτερη έλξη) και την υψηλότερη ενέργεια ζεύξης (χρειάζονται περισσότερη ενέργεια για να σπάσουν).

Απλή σύνδεση

Είναι η κοινή χρήση ενός μόνο ζεύγους ηλεκτρονίων. δηλαδή, κάθε συμμετέχων άτομο μοιράζεται ένα μόνο ηλεκτρόνιο. Αυτή η ένωση είναι η ασθενέστερη και περιλαμβάνει έναν ενιαίο δεσμό sigma (σ). Παρουσιάζεται με μια γραμμή μεταξύ των ατόμων. για παράδειγμα, στην περίπτωση του μορίου υδρογόνου (Η2):

Η-Η

Διπλή σύνδεση

Σε αυτόν τον τύπο δεσμού, δύο κοινά ζεύγη ηλεκτρονίων σχηματίζουν δεσμούς. δηλαδή, μοιράζονται τέσσερα ηλεκτρόνια. Αυτός ο δεσμός περιλαμβάνει μια σύνδεση sigma (σ) και pi (π), και αντιπροσωπεύεται από δύο παύλες. για παράδειγμα, στην περίπτωση διοξειδίου του άνθρακα (CO2):

Ο = C = O

Τριπλός σύνδεσμος

Αυτό, το ισχυρότερο δεσμό μεταξύ των ομοιοπολικών δεσμών, συμβαίνει όταν άτομα μοιράζονται ηλεκτρόνια έξι ή τρία ζεύγη σε έναν δεσμό (σ) σίγμα και δύο ρί (π). Παρουσιάζεται με τρεις λωρίδες και μπορεί να παρατηρηθεί σε μόρια όπως το ακετυλένιο (C2H2):

Η-C = C-Η

Τέλος, έχουν παρατηρηθεί τετραπλοί δεσμοί, αλλά είναι σπάνιοι και περιορίζονται κυρίως σε μεταλλικές ενώσεις, όπως οξικό χρώμιο (II) και άλλα..

Παραδείγματα

Για απλούς συνδέσμους, η συνηθέστερη περίπτωση είναι αυτή του υδρογόνου, όπως φαίνεται παρακάτω:

Η περίπτωση ενός τριπλού δεσμού είναι αυτή των αζώτων στο οξείδιο του αζώτου (Ν2O), όπως φαίνεται παρακάτω, με τους συνδέσμους sigma και pi:

Αναφορές

  1. Chang, R. (2007). Χημεία (9η έκδοση). McGraw-Hill.
  2. Chem Libretexts. (s.f.). Ανακτήθηκε από chem.libretexts.org
  3. Anne Marie Helmenstine, Ρ. (S.f.). Ανακτήθηκε από thoughtco.com
  4. Lodish, Η., Berk, Α., Zipursky, S.L., Matsudaira, Ρ., Baltimore, D., & Darnell, J. (2000). Molecular Cell Biology. Νέα Υόρκη: W. Η. Freeman.
  5. Βικιεπιστήμιο (s.f.). Ανακτήθηκε από το en.wikiversity.org