KOVALENT BAĞ: ÖZELLIKLER, ÖZELLIKLER VE ÖRNEKLER - KIMYA - 2025

Kovalent bağlar paylaşım elektron çifti aracılığıyla molekülleri oluşturan atomlar arasındaki bağ bir türüdür. Her tür arasında oldukça istikrarlı bir dengeyi temsil eden bu bağlar, her atomun elektronik konfigürasyonunun kararlılığına ulaşmasını sağlar.

Bu bağlar tekli, ikili veya üçlü versiyonlarda oluşturulur ve polar ve polar olmayan karakterlere sahiptir. Atomlar diğer türleri çekebilir, böylece kimyasal bileşiklerin oluşumuna izin verebilir. Bu birleşme, zayıf veya güçlü bir çekim, iyonik karakterler veya elektron değişimi üreten farklı kuvvetler tarafından meydana gelebilir.

Kovalent bağlar "güçlü" bağlar olarak kabul edilir. Diğer güçlü bağlardan (iyonik bağlar) farklı olarak, kovalent bağlar genellikle metalik olmayan atomlarda ve elektronlar için benzer afiniteleri olanlarda (benzer elektronegatiflikler) meydana gelir ve kovalent bağları zayıflatır ve kırılması için daha az enerji gerektirir.

Bu tür bir bağda, Octet kuralı genellikle paylaşılacak atomların sayısını tahmin etmek için uygulanır: bu kural, bir moleküldeki her atomun kararlı kalması için 8 değerlik elektronuna ihtiyaç duyduğunu belirtir. Paylaşım yoluyla, türler arasında elektron kaybı veya kazanımı sağlamalıdırlar.

karakteristikleri

Kovalent bağlar, elektron çiftlerinin etkileşimine dahil olan atomların her birinin elektronegatif özelliğinden etkilenir; Bağlantıdaki diğer atomdan çok daha yüksek elektronegatifliğe sahip bir atomunuz olduğunda, polar bir kovalent bağ oluşacaktır.

Bununla birlikte, her iki atom da benzer bir elektronegatif özelliğe sahip olduğunda, polar olmayan bir kovalent bağ oluşacaktır. Bunun nedeni, en elektronegatif türlerin elektronlarının, en az elektronegatifliğe sahip olandan daha fazla bu atoma bağlı olmasıdır.

İlgili iki atom aynı olmadıkça (ve dolayısıyla aynı elektronegatifliğe sahip olmadıkça) hiçbir kovalent bağın tamamen eşitlikçi olmadığını belirtmek gerekir.

Kovalent bağın türü, türler arasındaki elektronegatiflik farkına bağlıdır; burada 0 ile 0.4 arasındaki bir değer, polar olmayan bir bağla sonuçlanır ve 0.4 ila 1.7 arasındaki bir fark, bir polar bağla sonuçlanır ( İyonik bağlar 1.7'den çıkar).

Polar olmayan kovalent bağ

Polar olmayan kovalent bağ, elektronlar atomlar arasında eşit olarak paylaşıldığında oluşturulur. Bu genellikle iki atomun benzer veya eşit bir elektronik afiniteye (aynı tür) sahip olması durumunda meydana gelir. İlgili atomlar arasında elektron afinite değerleri ne kadar benzerse, ortaya çıkan çekim o kadar güçlü olur.

Bu genellikle iki atomlu elementler olarak da bilinen gaz moleküllerinde meydana gelir. Polar olmayan kovalent bağlar, polar olanlarla aynı yapıya sahiptir (daha yüksek elektronegatifliğe sahip atom, diğer atomun elektron veya elektronlarını daha güçlü çekecektir).

Bununla birlikte, iki atomlu moleküllerde elektronegatiflikler birbirini götürür, çünkü bunlar eşittir ve sıfır yük ile sonuçlanır.

Polar olmayan bağlar biyolojide çok önemlidir: amino asit zincirlerinde görülen oksijen ve peptit bağlarının oluşmasına yardımcı olurlar. Çok sayıda polar olmayan bağa sahip moleküller genellikle hidrofobiktir.

Polar kovalent bağ

Kutupsal kovalent bağ, birliğe dahil olan iki tür arasında elektronların eşit olmayan bir şekilde paylaşılması durumunda ortaya çıkar. Bu durumda, iki atomdan biri diğerinden çok daha yüksek elektronegatifliğe sahiptir ve bu nedenle bağlantı noktasından daha fazla elektron çekecektir.

Ortaya çıkan molekül, hafif pozitif bir tarafa (en düşük elektronegatifliğe sahip olan) ve hafif negatif bir tarafa (en yüksek elektronegatifliğe sahip atom ile) sahip olacaktır. Ayrıca, bileşiğe diğer polar bileşiklere zayıf bir şekilde bağlanma yeteneği veren elektrostatik bir potansiyele sahip olacaktır.

En yaygın polar bağlar formuna daha elektronegatif atomlu hidrojen olanlardır, örneğin bileşikler, su (H ₂ O).

Özellikleri

Kovalent bağların yapılarında, bu bağların incelenmesine dahil olan ve bu elektron paylaşımı olgusunun anlaşılmasına yardımcı olan bir dizi özellik dikkate alınır:

Sekizli kuralı

Sekizli kuralı Amerikalı fizikçi ve kimyager Gilbert Newton Lewis tarafından formüle edildi, ancak ondan önce bunu inceleyen bilim adamları da vardı.

Temsili elementlerin atomlarının, her bir atomun valans kabuğunda sekiz elektrona ulaşarak soy gazlara benzer bir elektronik konfigürasyona sahip olmasını sağlayacak şekilde birleşme eğiliminde olduğu gözlemini yansıtan pratik bir kuraldır. Lewis diyagramları veya yapıları bu kavşakları temsil etmek için kullanılır.

Tamamlanmamış valans kabuk ile türlerde, örneğin bu kuralın istisnaları vardır (örneğin, CH yedi elektronlara sahip moleküller ₃ , ve BH altı elektronlu reaktif türün ₃ ); diğerlerinin yanı sıra helyum, hidrojen ve lityum gibi çok az elektronlu atomlarda da meydana gelir.

Rezonans

Rezonans, moleküler yapıları temsil etmek ve bağların tek bir Lewis yapısı ile ifade edilemediği yer değiştirmiş elektronları temsil etmek için kullanılan bir araçtır.

Bu durumlarda, elektronlar, rezonant yapılar adı verilen çeşitli "katkıda bulunan" yapılarla temsil edilmelidir. Başka bir deyişle, rezonans, belirli bir molekülü temsil etmek için iki veya daha fazla Lewis yapısının kullanılmasını öneren terimdir.

Bu kavram tamamen insandır ve herhangi bir zamanda molekülün bir veya başka bir yapısı yoktur, ancak aynı anda herhangi bir versiyonunda (veya tümünde) var olabilir.

Dahası, katkıda bulunan (veya rezonant) yapılar izomerler değildir: yalnızca elektronların konumu farklı olabilir, ancak atom çekirdeklerinde değişiklik olamaz.

Aromatiklik

Bu kavram, aynı atomik konfigürasyona sahip diğer geometrik düzenlemelerden daha fazla stabilite sergileyen bir rezonant bağ halkasına sahip döngüsel, düzlemsel bir molekülü tanımlamak için kullanılır.

Aromatik moleküller çok kararlıdır çünkü kolayca kırılmazlar ve genellikle diğer maddelerle reaksiyona girmezler. Benzende, prototip aromatik bileşik, konjuge pi (π) bağları, oldukça kararlı bir altıgen oluşturan iki farklı rezonant yapıda oluşur.

Sigma bağlantısı

İki "s" orbitalinin birleştiği en basit bağdır. Sigma bağları tüm basit kovalent bağlarda oluşur ve birbirlerine baktıkları sürece "p" orbitallerinde de meydana gelebilir.

Bond pi (π)

Bu bağ, paralel olan iki "p" orbitali arasında oluşur. Yan yana bağlanırlar (yüz yüze bağlanan sigmanın aksine) ve molekülün üstünde ve altında elektron yoğunluğu alanları oluştururlar.

Kovalent çift ve üçlü bağlar, bir veya iki pi bağı içerir ve bunlar moleküle katı bir şekil verir. Daha az örtüşme olduğu için Pi bağları sigma bağlarından daha zayıftır.

Kovalent bağ türleri

İki atom arasındaki kovalent bağlar bir çift elektronla oluşturulabilir, ancak bunlar iki veya üç çift elektron tarafından da oluşturulabilir, bu nedenle bunlar tek, çift ve üçlü bağlar olarak ifade edilir ve farklı türlerle temsil edilir. her biri için birlikler (sigma ve pi bağları).

Tek bağlar en zayıf olanlardır ve üçlü bağlar en güçlü olanlardır; Bunun nedeni, üçlülerin en kısa bağ uzunluğuna (daha fazla çekim) ve en büyük bağ enerjisine (kırılmak için daha fazla enerjiye ihtiyaç duymaları) sahip olmasıdır.

Basit bağlantı

Tek bir çift elektronun paylaşımıdır; yani ilgili her atom tek bir elektronu paylaşır. Bu birlik en zayıf olanıdır ve tek bir sigma (σ) bağı içerir. Atomlar arasında bir çizgi ile temsil edilir; örneğin, hidrojen molekülü (lH halinde ₂ ):

H H

Çift bağlantı

Bu tür bir bağda, iki paylaşılan elektron çifti bağ oluşturur; yani dört elektron paylaşılır. Bu bağ bir sigma (σ) ve bir pi (π) bağı içerir ve iki doğru ile temsil edilir; örneğin karbondioksit (CO ₂ ) durumunda:

O = C = O

Üçlü bağ

Kovalent bağlar arasında var olan en güçlü bağ olan bu bağ, atomlar bir sigma (σ) ve iki pi (in) bağında altı elektron veya üç çift paylaştığında oluşur. Üç çizgilerle gösterilir ve asetilen gibi moleküllerinde görülebilir (Cı- ₂ , H ₂ ):

HC≡CH

Son olarak, dörtlü bağlar gözlemlenmiştir, ancak bunlar nadirdir ve esas olarak krom (II) asetat ve diğerleri gibi metalik bileşiklerle sınırlıdır.

Örnekler

Basit bağlar için en yaygın durum, aşağıda görülebileceği gibi hidrojendir:

Üçlü bağ durumu, aşağıda görüldüğü gibi azot oksit (N ₂ O) içindeki azotların sigma ve pi bağları görünür olmasıdır:

Referanslar

1. Chang, R. (2007). Kimya. (9. baskı). McGraw-Hill.
2. Chem Libretexts. (Sf). Chem.libretexts.org'dan alındı
3. Anne Marie Helmenstine, P. (nd). Thinkco.com'dan alındı
4. Lodish, H., Berk, A., Zipursky, SL, Matsudaira, P., Baltimore, D. ve Darnell, J. (2000). Moleküler Hücre Biyolojisi. New York: WH Freeman.
5. Vikiversite. (Sf). En.wikiversity.org adresinden alındı