Kovalent Bond: Egenskaper og Polaritet

Kovalent Bond: Egenskaper og Polaritet!

Atomer kan kombinere med hverandre ved å dele elektroner i deres valensskjell, slik at de kombinerende atomer oppnår de nærmeste edelgaskonfigurasjonene. De delte elektronene bidrar til stabiliteten av begge atomene. Denne typen kobling kalles kovalent kobling eller kovalent binding, og forbindelsene kalles kovalente forbindelser.

For eksempel, når to hydrogenatomer nærmer seg hverandre, bidrar hvert atom til en elektron, og paret av elektroner deles av begge atomer for å danne et hydrogenmolekyle.

H + H → H: H eller H-H

På samme måte deler hydrogen og kloratomer en elektron hver for å danne HCI

H + Cl - H: Cl: eller H - Cl

Bindingatomer kan dele mer enn ett par elektroner, avhengig av deres krav om å fullføre oktetten. For eksempel, i dannelsen av oksygenmolekyl, har hvert oksygenatom seks elektroner i valensen, og derfor bidrar de to elektroner hver for deling. Således deles to elektroner par og det er et dobbeltbinding mellom de to oksygenatomene.

På samme måte er det i dannelsen av et nitrogenmolekyl delt tre elektronpar, og det er en trippelbinding mellom de to nitrogenatomene. Antallet elektroner som et atom bidrar til deling i et kovalent bindemiddel kalles kavaliteten. Således er konservativiteten av hydrogen, klor, oksygen og nitrogen henholdsvis 1, 1, 2 og 3.

Noen viktige egenskaper ved kovalent binding:

1. Båndlengde:

Det er definert som gjennomsnittlig avstand mellom kjernene i to bundet atomer i et molekyl. Ved dannelse av hydrogenmolekyl når to hydrogenatomer nærmer seg hverandre, blir et stadium nådd der de attraktive kreftene balanserer de repulsive kreftene.

På dette tidspunktet blir systemets potensielle energi minimal og atomer blir bundet sammen. Avstanden mellom kjernene til to hydrogenatomer kalles bo7id lengde av HH-bindingen og har blitt funnet å være 0, 74 A °.

Det kan bemerkes at bindelengden minker med mangfold av bindingen mellom de to atomer. Således er C = C-bindingen kortere enn C = C-bindingen, som i sin tur er kortere enn CC-bindingen.

2. Båndvinkel:

Forbindelsesvinkel kan defineres som den indre vinkelen mellom orbitalene som inneholder elektronpar i valensskallet til det sentrale atom i et kovalent molekyl. For eksempel er bindingsvinklene i H20, NH3 og CH4 molekyler henholdsvis 104, 5 °, 107 ° og 109, 5 °.

Båndvinklene gir en ide om fordeling av orbitaler i tredimensjonalt rom rundt det sentrale atom i molekylet og gir dermed en ide om molekylets form.

3. Bondstyrke eller bindingsenergi:

Energi er alltid nødvendig for å bryte en kjemisk binding. For eksempel, ved bryte av 1 mol hydrogengass i atomer, kreves 458 kJ energi. Obligasjonsstyrken i dette tilfellet sies å være 458 kJ per mol, dvs. per Avogadros antall obligasjoner.

Obligasjonsstyrke eller bindingsenergi av en bestemt type bånd defineres som energien som kreves for å bryte en mol obligasjoner (dvs. Avogadros antall bindinger) av den typen i en gassformig substans.

Styrkingen av bindingen indikerer stabiliteten av bindingen. Således er N = N-bindingen stabilere enn O = O-bindingen. Derfor er nitrogenmolekylet stabilere enn oksygenmolekylet. Derfor er nitrogen mye mindre reaktivt enn oksygen. Styrken på FF-obligasjonen er lavere enn for CI-CI-obligasjonen. Derfor er fluor mer reaktivt enn klor.

Polaritet i kovalente obligasjoner:

En kovalent binding dannet mellom to identiske eller lignende atomer antas å være en ikke-polar kovalent binding, men hvis de dannes mellom to forskjellige atomer, sies det å være en polar kovalent binding. I det tidligere tilfellet tiltrekkes det delte elektronparet like ved begge atomer og ligger nøyaktig midtveis mellom dem, som i hydrogenmolekylet, H: H. Det dannede molekylet sies å være ikke-polart molekyl. Eksemplene er H2, F2, Cl2.

I tilfelle av en kovalent binding dannet mellom to forskjellige atomer, har et av atomene generelt en større tendens til å tiltrekke seg elektronene mot seg selv. Elektronparet blir derfor trukket nærmere dette atomet, som i hydrogenfluoridmolekyl (H: F, hvor elektronparet mellom hydrogen og fluor forblir nærmere fluoratomet.

Den usymmetriske fordeling av elektroner fører til ladningsavstand, dvs. utvikling av delvis negativ ladning nær fluorendens og delvis positiv ladning nær hydrogenend. Dette er representert i HF og HCI molekyler som følger:

De dannede molekylene sies å være polare molekyler. Det polære kovalente bindingen har derfor delvis ionisk karakter.