Kovalentinis ryšys

Šioje temoje nagrinėjamas kovalentinis ryšys, kuris susidaro tarp nemetalų atomų, dalijantis elektronais ir sudarant bendrąsias elektronų poras. Aptariami kovalentinio ryšio tipai – nepolinis ir polinis – priklausomai nuo atomų elektrinio neigiamumo skirtumo, bei ryšio stiprumo priklausomybė nuo bendrųjų porų skaičiaus. Taip pat sužinomi skirtumai tarp joninio ir kovalentinio ryšių.

Kovalentinio ryšio susidarymas
Kovalentinis ryšys susidaro, kai nemetalų atomai dalijasi išoriniais, nesuporuotais elektronais, sudarydami bendrąsias elektronų poras. Šis procesas leidžia atomams užpildyti savo išorinius elektronų sluoksnius ir pasiekti didesnį stabilumą. Kovalentiniais ryšiais sujungti atomai dažniausiai sudaro molekules.
Kovalentinio ryšio susidarymas ir molekulės
Kovalentinis ryšys susidaro tarp nemetalų atomų, kai jie dalijasi išorinio sluoksnio elektronais, sudarydami bendrąsias elektronų poras. Šis procesas leidžia atomams pasiekti stabilesnę elektronų konfigūraciją, dažniausiai užpildant išorinį elektronų sluoksnį. Kovalentiniais ryšiais susijungę atomai formuoja darinius, vadinamus molekulėmis.
Kovalentinis ir joninis ryšys: skirtumai
Pagrindinis skirtumas tarp kovalentinio ir joninio ryšio yra elektronų pasiskirstymas tarp atomų. Kovalentiniame ryšyje elektronai yra dalijamasi (tolygiai nepoliniame, netolygiai poliniame), o joniniame ryšyje vienas atomas (metalo) praktiškai perduoda elektroną kitam atomui (nemetalui), susidarant jonams. Ryšio tipą apytiksliai galima nustatyti pagal atomų elektroneigiamumo (EN) skirtumą: mažas skirtumas rodo kovalentinį pobūdį, o didelis skirtumas – joninį.
Kovalentinis nepolinis ryšys
Kovalentinis nepolinis ryšys susidaro tarp vienodų nemetalo atomų (pvz., \(H₂\), \(Cl₂\), \(O₂\), \(N₂\)) arba tarp atomų, kurių elektroneigiamumo (EN) reikšmės yra labai panašios. Kadangi abu atomai vienodai traukia bendrąją elektronų porą (ar poras), elektronų tankis pasiskirsto simetriškai, ir krūvio poliai molekulėje nesusidaro.
Kovalentinis nepolinis ryšys
Kovalentinis nepolinis ryšys susidaro, kai jungiasi to paties elemento atomai, turintys vienodą elektrinį neigiamumą. Bendroji elektronų pora yra vienodai traukiama abiejų atomų branduolių, todėl teigiami ir neigiami krūviai pasiskirsto tolygiai, ir poliai nesusidaro. Pavyzdžiai: \(Cl_2, O_2, N_2\).
Kovalentinis nepolinis ryšys ir ryšio kartotinumas
Kovalentinis nepolinis ryšys susidaro tarp vienodų nemetalų atomų (pvz., \(H_2\), \(Cl_2\), \(O_2\), \(N_2\)). Kadangi atomų elektriniai neigiamumai (EN) yra vienodi, jie vienodai traukia bendrąją (-ąsias) elektronų porą (-as), todėl krūvis pasiskirsto simetriškai ir poliai nesusidaro. Ryšys gali būti viengubasis (viena bendra pora, žymima '-'), dvigubasis (dvi poros, '=') arba trigubasis (trys poros, '≡'). Kuo daugiau bendrųjų porų (didesnis ryšio kartotinumas), tuo ryšys stipresnis ir trumpesnis.
Kovalentinis polinis ryšys
Kovalentinis polinis ryšys susidaro tarp skirtingų nemetalų atomų, kurių elektriniai neigiamumai (EN) skiriasi. Atomas, turintis didesnį EN, stipriau traukia bendrąją elektronų porą. Dėl šio netolygaus pasiskirstymo prie labiau elektroneigiamo atomo susidaro dalinis neigiamas krūvis (\(\delta-\)), o prie mažiau elektroneigiamo atomo – dalinis teigiamas krūvis (\(\delta+\)). Taip molekulėje atsiranda poliai. Kuo didesnis EN skirtumas tarp atomų, tuo ryšys poliškesnis. Pavyzdžiai: \(HCl\), \(H_2O\), \(NH_3\). Molekulėse gali būti ir laisvųjų elektronų porų – valentinių elektronų porų, nedalyvaujančių ryšyje.
Kovalentinis polinis ryšys
Kovalentinis polinis ryšys susidaro, kai jungiasi skirtingų nemetalų atomai, turintys skirtingus elektrinius neigiamumus. Atomas, turintis didesnį elektrinį neigiamumą, stipriau pritraukia bendrąją elektronų porą, įgydamas dalinį neigiamą krūvį (\(\delta-\)), o kitas atomas įgyja dalinį teigiamą krūvį (\(\delta+\)). Pavyzdys: \(\text{HCl}\).
Kovalentinis polinis ryšys
Kovalentinis polinis ryšys susidaro tarp skirtingų nemetalo atomų, kurių elektroneigiamumas (EN) skiriasi. Atomas, turintis didesnį EN, stipriau traukia bendrąją elektronų porą, todėl prie jo susidaro dalinis neigiamas krūvis (\(δ-\)), o prie mažesnio EN atomo – dalinis teigiamas krūvis (\(δ+\)). Dėl šio netolygaus krūvio pasiskirstymo ryšys tampa polinis.
Kovalentinis ryšys
Kovalentinis ryšys susidaro tarp nemetalų atomų, kai jie dalijasi išorinio sluoksnio elektronais, sudarydami bendrąsias elektronų poras. Šis dalijimasis leidžia atomams užpildyti savo išorinius elektronų sluoksnius ir pasiekti stabilesnę būseną. Kovalentiniais ryšiais sujungti atomai dažniausiai formuoja stabilius darinius, vadinamus molekulėmis.
Laisvoji elektronų pora
Laisvoji elektronų pora yra valentinių elektronų pora, kuri nedalyvauja kovalentiniame ryšyje. Šios poros yra svarbios nustatant molekulės geometriją ir jos chemines savybes. Pavyzdžiui, amoniako (\(NH_3\)) molekulėje azoto atomas turi vieną laisvąją elektronų porą.
Ryšio kartotinumas ir stiprumas
Kovalentinio ryšio kartotinumas nurodo bendrųjų elektronų porų skaičių tarp dviejų atomų. Viengubasis ryšys turi vieną bendrą porą (pvz., \(Cl–Cl\)), dvigubasis – dvi (pvz., \(O=O\)), o trigubasis – tris (pvz., \(N≡N\)). Kuo didesnis ryšio kartotinumas, tuo ryšys yra stipresnis ir trumpesnis.
Ryšio stiprumas kovalentinėse molekulėse
Kovalentinio ryšio stiprumas priklauso nuo bendrųjų elektronų porų skaičiaus. Kuo daugiau porų jungia du atomus, tuo stipresnis ryšys. Trigubasis ryšys, pavyzdžiui, azoto molekulėje (\(N_2\)), yra stipresnis už dvigubąjį (\(O_2\)) ir viengubąjį (\(Cl_2\)).
Ryšio tipas ir elektrinis neigiamumas
Cheminio ryšio tipas tarp dviejų atomų priklauso nuo jų elektrinių neigiamumų (EN) skirtumo. Kai EN skirtumas yra nulis arba labai mažas (pvz., tarp vienodų atomų), susidaro kovalentinis nepolinis ryšys. Kai EN skirtumas yra vidutinis (paprastai mažesnis nei ~1.6), ryšys yra kovalentinis polinis, su netolygiai pasiskirsčiusiais elektronais ir daliniais krūviais. Kai EN skirtumas yra didelis (paprastai didesnis nei ~1.6, ypač tarp metalo ir nemetalo), vienas atomas beveik visiškai perima elektronus iš kito, ir susidaro joninis ryšys. Perėjimas tarp kovalentinio polinio ir joninio ryšio yra laipsniškas.
Skirtumai tarp joninio ir kovalentinio ryšių
Kovalentinis ryšys dažniausiai susidaro tarp nemetalų, o joninis – tarp metalo ir nemetalo. Tačiau riba tarp šių ryšių nėra griežta. Kuo didesnis atomų elektrinių neigiamumų skirtumas, tuo labiau ryšys panašėja į joninį. Jei skirtumas mažesnis nei \(1.6\), vyrauja kovalentinis polinis ryšys, jei didesnis – joninis.
Struktūrinės ir molekulinės formulės
Struktūrinės formulės vaizduoja kovalentinius ryšius brūkšneliais tarp atomų simbolių. Viengubas ryšys žymimas vienu brūkšneliu, dvigubas – dviem, trigubas – trimis. Molekulinės formulės nurodo atomų rūšį ir skaičių molekulėje, bet nerodo ryšių, pvz., \(H_2\), \(Cl_2\), \(O_2\).
Vandenilio molekulės susidarymas
Vandenilio molekulė (\(H_2\)) yra paprasčiausias kovalentinio ryšio pavyzdys. Du vandenilio atomai, kiekvienas turintis po vieną elektroną, dalijasi šiais elektronais, sudarydami vieną bendrąją elektronų porą. Taip abiejų atomų išoriniai sluoksniai, kuriems reikia dviejų elektronų, yra užpildomi, ir susidaro stabili molekulė.

Prisijungti

arba
Real 2
„X“ yra inovatyvi mokymosi platforma, kurios tikslas – teikti aukštos kokybės mokymo medžiagą įvairiausių klasių mokiniams. Patyrusių specialistų parengtas turinys skatina smalsumą, padeda išsamiau ir giliau suprasti mokomus dalykus bei sėkmingai pasiruošti akademiniams iššūkiams.
Atsisiųsk programėlę:
Susisiek su mumis: info@knowledgenestapp.com