Ковалентна врска

Од Википедија, слободна енциклопедија

Во хемијата, ковалентна врска е врска која настанува при сврзувањето меѓу атомите на еден ист неметал или меѓу атомите на елементи кај кои нема многу голема разлика во електронегативноста. Притоа се образуваат молекули.

Кај ковалентната врска, како и кај јонската, главна тенденција е постигнување на стабилна електронска конфигурација на инертен гас. Но, за разлика од јонската врска, овде конфигурацијата на инертен (благороден) гас се постигнува со образување на заеднички електронски парови меѓу атомите што се сврзуваат.

Содржина

1 Теории за ковалентна врска
2 Ковалентно сврзување меѓу исти атоми (образување на молекул)
3 Ковалентна врска меѓу различни атоми
- 3.1 Образување на врска кај HCl
- 3.2 Образување врска кај водата
4 Видете исто така

[уреди] Теории за ковалентна врска

За образувањето на ковалентната врска постојат две теории:

Теорија на валентни врски — според оваа теорија, ковалентната врска настанува со препокривање на некои од орбиталите во највисокото енергетско ниво на атомите што се сврзуваат. Всушност, се препокриваат делумно пополнети орбитали (орбитали што содржат еден, т.н. неспарен електрон) од двата атоми, при што доаѓа до нивно спарување. Во некои случаи може да дојде до препокривање на празна орбитала од атомот на едниот елемент со орбитала во која има електронски пар од атомот на другиот елемент. Според оваа теорија, при образувањето на врската, атомските орбитали што не се препокриваат остануваат непроменети. Образуваните заеднички електронски парови се под влијание на јадрата на двата атома и токму затоа молекулот може да се образува.
Теорија на молекулски орбитали — ги зема предвид сите присутни електрони околу јадрата на обата атома, т.е. при препокривањето на атомските орбитали настануваат молекулски орбитали кои се распоредуваат околу јадрата на двата атома.

[уреди] Ковалентно сврзување меѓу исти атоми (образување на молекул)

[уреди] Образување на молекул на водород

Електронската конфигурација на водородот е H:1s¹, па затоа водородот кога гради хемиски врски треба да постигне електронска конфигурација на благородниот гас хелиум. Двата водородни атоми (кога образуваат молекул на водород) се стремат да добијат по два електорни во последниот електронски слој. Тоа го постигнуваат со меѓусебно препокривање на нивните полупополнети s орбитали:

[уреди] Образување на молекул на флуор

Електронската конфигурација на флуорот е F:1s²2s²2p_x²2p_y²2p_z¹. На флуорот му недостасува еден електрон во последниот слој за да постигне електорнска конфигурација на благородниот гас неон. Затоа, атомите на флуорот се сврзуваат меѓусебно со образување на еден заеднички електронски пар. Овој заеднички електронски пар се образува со препокривање на полупополнетите p орбитали од двата флуорни атоми:

Ковалентната врска која е составена само од еден заеднички електронски пар се вика единечна или сигма врска (σ врска). Таа настанува секогаш со препокривање на орбиталите долж интернуклеарната оска, односно правата што ги поврзува јадрата на двата атоми.

[уреди] Образување на молекул на кислород

Електронската конфигурација на кислородот е O:1s²2s²2p_x²2p_y¹2p_z¹. Се гледа дека во атомите на кислородот има две полупополнети p орбитали. Затоа атомите на кислородот се поврзуваат меѓу себе со препокривање на полупополнетите p орбитали, при што се образуваат два заеднички електронски пара. Притоа, обата атома постигнуваат електронска конфигурација на инертниот гас неон:

Ковалентната врска образувана од два заеднички електронски парови се вика двојна врска. Таа се состои од две врски од кои едната е σ врска, додека другата е пи врска (π врска). Σ врската е примарна, односно без таа да постои, π врска не е возможно да се образува. Π врската се образува со странично препокривање на орбиталите. Во просторот, σ врската и π врската се поставени нормално една во однос на друга.

[уреди] Образување на молекул на азот

Електронската конфигурација на азотот е N:1s²2s²2p³. На азотот му недостасуваат три електрони за да постигне конфигурација на неон. Затоа, атомите на азотот ќе се сврзат меѓусебно со три заеднички електронски парови:

Врската што се образува со три заеднички електронски парови се вика тројна врска. Таа се состои од една σ врска и две π врски, меѓусебно поставени нормално едни во однос на други во просторот.

За да се образува двојната или тројната врска, атомските јадра мора да дојдат на покусо растојание. Тоа значи дека заедничките електронски парови ќе бидат посилно држени од јадрата на атомите, што значи врската ќе биде посилна. Мерка за јачината на една врска е енергијата на врската. Во горните три молекули, електронските парови (без разлика колку се) се наоѓаат на еднакво растојание од јадрата на обата атома. Затоа ваквата врска е неполарна или хомополарна.

[уреди] Ковалентна врска меѓу различни атоми

[уреди] Образување на врска кај HCl

Електронските конфигурации на водородот и хлорот се: H:1s² и Cl:1s²2s²2p⁶3s²3p⁵. Значи, водородот ќе се стреми да постигне електронска конфигурација на хелиум, а хлорот на аргон. Тоа може да се постигне со препокривање на полупополнетата s орбитала на водородот со полупополнетата p орбитала на хлорот, при што меѓу нив се гради сигма врска и се образува молекул на хлороводородна киселина (HCl):

[уреди] Образување врска кај водата

Конфигурациите на водородот и кислородот се: H:1s² и O:1s²2s²2p_x²2p_y¹2p_z¹. Бидејќи на кислородот му недостасуваат два електрона до стабилна конфигурација на неон, во образувањето на водата ќе учествуваат два атоми на водород:

Кај HCl и H₂O, ковалентната врска се образува меѓу различни атоми, кои покрај другото, се разликуваат и по својата електронегативност. Тоа означува дека атомот на поелектронегативниот елемент ќе ги привлекува посилно заедничките електронски парови од врската кон себе. Поради тоа електронскиот пар не е на еднакво растојание од двете јадра, туку ќе биде поблиску до поелектронегативниот елемент. Ваквата врска е поларна ковалентна (хетероковалентна). Атомите што образуваат ваква ковалентна врска добиваат парцијални или делумни полнежи кои се бележат со δ⁺ и δ^-. Во врска со ова е величината диполен момент (&mikron;).