Kovalent bindning: Egenskaper och polaritet

Kovalent Bond: Egenskaper och Polaritet!

Atomer kan kombinera med varandra genom att dela av elektroner i deras valensskal så att de kombinerade atomen når de närmaste ädelgaskonfigurationerna. De delade elektronerna bidrar till stabiliteten hos båda atomerna. Denna typ av koppling kallas kovalent bindning eller kovalent bindning, och föreningarna kallas kovalenta föreningar.

När till exempel när två väteatomer närmar sig varandra bidrar varje atom en elektron och paret av elektroner delas av båda atomerna för att bilda en molekyl av väte.

H + H → H: H eller H-H

På samma sätt delar väte- och kloratomer en elektron ihop för att bilda HCI

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

Bindningsatomerna kan dela mer än ett par elektroner beroende på deras krav att fylla okteten. Till exempel, vid bildandet av syremolekylen, har varje syreatom sex elektroner i valensen, och därför bidrar de två elektroner vardera för delning. Således delas två elektronpar och det finns en dubbelbindning mellan de två syreatomerna.

På samma sätt delas tre elektronpar i bildandet av en kvävemolekyl och det finns en trippelbindning mellan de två kväveatomerna. Antalet elektroner som en atom bidrar till att dela i ett kovalent bindning kallas kavalens. Således är kovalens av väte, klor, syre och kväve 1, 1, 2 och 3.

Vissa viktiga egenskaper hos kovalent bindning:

1. Bondlängd:

Det definieras som det genomsnittliga avståndet mellan kärnorna i två bundna atomer i en molekyl. Vid bildandet av vätemolekyl när två väteatomer närmar sig varandra uppnås ett stadium där de attraktiva krafterna balanserar de repulsiva krafterna.

Vid denna tidpunkt blir systemets potentiella energi minimal och atomerna knyts samman. Avståndet mellan kärnorna i två väteatomer kallas bo7id längd av HH-bindning och har visat sig vara 0, 74 A °.

Det kan noteras att bindningslängden minskar med multipliciteten av bindningen mellan de två atomen. Således är C = C-bindningen kortare än C = C-bindning, som i sin tur är kortare än CC-bindning.

2. Bindningsvinkel:

Bondvinkeln kan definieras som den inre vinkeln mellan de orbitaler som innehåller elektronpar i valensskalet hos den centrala atomen i en kovalent molekyl. Till exempel är bindningsvinklarna i H2O-, NH3- och CH4-molekylerna 104, 5 °, 107 ° och 109, 5 °.

Bindningsvinklarna ger en uppfattning om fördelningen av orbitalerna i tredimensionellt utrymme runt den centrala atomen i molekylen och ger således en uppfattning om molekylens form.

3. Bondstyrka eller bindningsenergi:

Energi krävs alltid för att bryta en kemisk bindning. Vid brytning av 1 mol vätegas i atomer krävs exempelvis 458 kJ energi. Obligationsstyrkan i detta fall sägs vara 458 kJ per mol, dvs per Avogadros antal obligationer.

Bondstyrka eller bindningsenergi av en viss typ av bindning definieras som den energi som krävs för att bryta en mol bindningar (dvs. Avogadros antal bindningar) av den typen i ett gasformigt ämne.

Styrkan hos bindningen indikerar bindningens stabilitet. Således är N = N-bindningen stabilare än O = O-bindningen. Därför är kvävemolekylen stabilare än syremolekylen. Följaktligen är kväve mycket mindre reaktivt än syre. Styrkan av FF-bindningen är lägre än för CI-CI-bindningen. Därför är fluor mer reaktivt än klor.

Polaritet i kovalenta obligationer:

En kovalent bindning som bildas mellan två identiska eller liknande atomer sägs vara en icke-polär kovalent bindning men om det bildas mellan två olika atomer, sägs det vara en polär kovalent bindning. I det förra fallet lockas det delade elektronparet lika av båda atomerna och ligger exakt halvvägs mellan dem, som i vätemolekylen, H: H. Den bildade molekylen menas vara icke-polär molekyl. Exemplen är H2, F2, Cl2.

I fallet med en kovalent bindning som bildas mellan två olika atomer har en av atomerna generellt en större tendens att locka elektronerna mot sig själv. Elektronparet drar därför närmare den atomen, som i vätefluoridmolekyl (H: F, där elektronparet delat mellan väte och fluor förblir närmare fluoratomen.

Den osymmetriska fördelningen av elektroner leder till laddningsseparation, dvs utveckling av partiell negativ laddning nära fluoränden och partiell positiv laddning nära väteänden. Detta representeras i HF- och HCI-molekyler enligt följande:

De bildade molekylerna sägs vara polära molekyler. Den polära kovalenta bindningen har därför partiell jonisk karaktär.