Разумевање ковалентности и примери
Пендахулуан
У хемији, начин на који се атоми комбинују да би формирали супстанцу у великој мери одређује својства те супстанце. Један важан концепт који објашњава како се атоми везују је коваленција. Ковалентне везе (коваленција) се често налазе у једињењима састављеним од неметалних елемената, на пример у води (H₂O), угљен-диоксиду (CO₂), метану (CH₄) и разним органским једињењима која су основа живота. Разумевање значења коваленције и примера ће нам помоћи да разумемо како се формирају молекуларне структуре, зашто одређене супстанце имају одређене тачке кључања, зашто су нека једињења лако растворљива у води и како се јавља хемијска реактивност.
Разумевање ковалентности
Ковалентност је концепт везан за формирање ковалентних веза, које су хемијске везе које настају када два атома деле пар електрона како би постигла стабилност. Генерално, атоми желе да постигну стабилну електронску конфигурацију попут племенитих гасова (октетско правило), што значи да имају 8 електрона у својој најудаљенијој љусци (мада постоје неки изузеци). Пошто атоми неметала имају тенденцију да имају релативно високе електронегативности и „не губе лако“ електроне, највероватнији начин за постизање стабилности је дељење електрона, уместо њиховог потпуног давања или примања као код јонских веза.
Другим речима, док се у јонским везама електрони преносе са једног атома на други, у ковалентним везама електрони се деле. Заједнички електрони формирају везујући електронски пар, који „везује“ два атомска језгра заједно и формира један молекул или ковалентну везу.
Зашто се јављају ковалентне везе?
Ковалентне везе настају због тежње да се достигне ниже, стабилније енергетско стање. Када се два атома приближе један другом, њихови валентни електрони могу бити заједнички, што ствара утисак као да сваки атом „има“ довољан број електрона у својој спољашњој љусци. Ово чини систем стабилнијим него када атоми стоје сами.
На пример, атом водоника (H) има један електрон и жели да постигне стабилност попут хелијума (He) са два електрона. Два атома водоника могу да деле пар електрона, формирајући молекул H₂. Сваки атом H₂ сада се „осећа“ као да има два електрона у својој првој љусци, чиме се постиже стабилност.
Врсте ковалентних веза
Ковалентне везе се могу разликовати на основу броја заједничких електронских парова, а такође и на основу разлике у електронегативности између атома.
1. На основу броја заједничких електронских парова
1. Једнострука ковалентна веза: дељење 1 електронског пара.
Пример: H—H у H₂, или C—H у CH₄.
2. Двострука ковалентна веза: дељење 2 пара електрона.
Пример: O=O у O₂, или C=O у CO₂.
3. Трострука ковалентна веза: дељење 3 пара електрона.
Пример: N≡N на N₂.
Што је више електронских парова заједничко, веза је јача, а растојање између атома краће.
2. На основу поларитета
1. Неполарне ковалентне везе
Јавља се када оба атома имају исту или веома сличну електронегативност, тако да је електронски пар релативно равномерно распоређен.
Пример: H₂, O₂, N₂, Cl₂.
2. Поларне ковалентне везе
Ово се дешава када је разлика у електронегативности довољно значајна да је електронски пар више привучен једним од атома. То резултира парцијалним наелектрисањима (δ⁺ и δ⁻).
Примери: H—Cl у HCl, O—H у H₂O.
Важно је разликовати да поларна веза не значи увек да је молекул поларан; на поларност молекула утиче и облик молекула (геометрија).
Примери коваленције у свакодневним једињењима
Ево неколико примера које је лако пронаћи у свакодневном животу:
1. Вода (H₂O)
Вода је важан пример једињења са поларним ковалентним везама. Атом кисеоника је електронегативнији од водоника, тако да је усамљени пар више привучен кисеоником. То даје води јединствена својства као што су способност растварања многих супстанци, висок површински напон и релативно висока тачка кључања у поређењу са другим малим молекулима.
У H₂O постоје две поларне O—H везе. Поред тога, „савијени“ (не линеарни) облик молекула воде значи да се њихови диполни моменти не поништавају, тако да су молекули воде у целини поларни.
2. Угљен-диоксид (CO₂)
CO₂ има две двоструке ковалентне везе између C и O (O=C=O). C=O веза је поларна, али је CO₂ линеаран, тако да се његова два диполна момента међусобно поништавају. Као резултат тога, молекул CO₂ је потпуно неполаран. То је један од разлога зашто је CO₂ релативно мање растворљив у води од чистих поларних супстанци, иако и даље може реаговати и формирати угљену киселину под одређеним условима.
3. Метан (CH₄)
Метан је једноставно органско једињење састављено од једноструких ковалентних веза између C и H. Генерално, CH₄ је неполаран јер је његов облик тетраедарски симетричан, а разлика електронегативности између C и H није превелика. Метан је главна компонента природног гаса и широко се користи као гориво.
4. Кисеоник (O₂) и азот (N₂)
O₂ има двоструку ковалентну везу (O=O), док N₂ има троструку ковалентну везу (N≡N). Трострука веза у N₂ је веома јака, што чини азот релативно инертним (не реагује лако) под обичним условима. Због тога азот доминира у Земљиној атмосфери, али не реагује лако без посебних услова или помоћи катализатора.
5. Хлороводоник (HCl)
HCl је пример поларне ковалентне везе. Хлор (Cl) је електронегативнији од водоника, па су његови електрони више привучени Cl-ом, што резултира делимичним наелектрисањем. Када се раствори у води, HCl јонизује и формира H⁺ и Cl⁻, што га чини познатим као јака киселина. Ово показује да једињење може имати ковалентну везу, али производити јоне у раствору.
6. Амонијак (NH₃)
Амонијак има ковалентну везу између N и H. Молекул NH₃ је тригонално-пирамидалног облика и поларан је. Амонијак се широко користи у индустрији ђубрива, чишћењу и разним хемијским процесима. Поларност амонијака му омогућава да снажно реагује са водом.
Опште карактеристике ковалентних једињења
Генерално, ковалентна једињења имају следеће карактеристике (мада постоје изузеци):
1. Многи су формирани од неметалних елемената.
2. Генерално имају ниже тачке топљења и кључања од јонских једињења, посебно за мале молекуле.
3. Неполарна ковалентна једињења имају тенденцију да буду нерастворљива у води, али растворљива у неполарним растварачима.
4. Не проводе струју у чврстом стању; неки могу проводити струју ако се јонизују у раствору (нпр. HCl у води).
5. Налази се у многим органским једињењима као што су угљоводоници, алкохоли, органске киселине и протеини.
Пенутуп
Коваленција је фундаментални концепт који објашњава како атоми, посебно неметали, формирају везе дељењем електронских парова. Ковалентне везе могу бити једноструке, двоструке или троструке, и могу бити поларне или неполарне. Примери су веома познати из свакодневног живота, као што су вода (H₂O), угљен-диоксид (CO₂), метан (CH₄), кисеоник (O₂), азот (N₂) и хлороводоник (HCl). Разумевањем дефиниције коваленције и примера, можемо лакше повезати молекуларну структуру са физичким и хемијским својствима супстанце.
Ако желите, могу додати научнију верзију чланка (са дискусијом о Луисовим структурама, октетском правилу и молекуларној геометрији) или једноставнију верзију за ученике основне школе.
