Kovalentní vazby: co to je, vlastnosti, typy a příklady

Co je kovalentní vazba?

Kovalentní vazba je síla, která spojuje dva atomy nekovových prvků za vzniku molekuly. Základní věcí v tomto spojení je skutečnost, že atomy sdílejí páry elektronů ze své nejpovrchnější vrstvy (nazývané valenční vrstva), aby dosáhly stability molekuly, která byla vytvořena s vazbou.

Tendence prvků k dosažení stabilní konfigurace je známá jako oktetové pravidlo a je zásadní pro tvorbu kovalentních vazeb a dalších typů chemických vazeb (například iontových).

V závislosti na schopnosti atomů přitahovat elektrony mohou být kovalentní vazby polární nebo nepolární. Mohou být také jednoduché, dvojité nebo trojité, v závislosti na tom, kolik elektronů sdílejí.

Charakteristika kovalentních vazeb

• Kovalentní vazby jsou stabilnější, když jsou nepolární, tj. Když je elektronegativita atomů podobná.
• Jsou tvořeny pouze mezi nekovovými prvky (kyslík (O), vodík (H), dusík (N) atd.)
• Elektrony jsou vždy sdíleny v párech, buď v jednoduchých, dvojitých (čtyři elektrony) nebo trojitých (šest elektronů) vazbách.

Druhy kovalentních vazeb

Kovalentní vazby jsou klasifikovány na základě elektronegativity atomů vazby a počtu sdílených elektronů.

Polární kovalentní vazba

Molekula je tvořena více než jedním atomem. Když existuje atom, který přitahuje elektrony s větší intenzitou, generuje se v této části molekuly větší koncentrace elektronů. Tento jev se nazývá polarita.

Část molekuly, kde jsou koncentrovány elektrony, má částečný záporný náboj, zatímco druhá oblast molekuly má částečný kladný náboj.

Z tohoto důvodu se tomuto typu vazby říká „polární“, protože dochází k nerovnoměrné polarizaci nebo distribuci elektronů, které tvoří molekulu.

V molekule vody (H₂O), atom kyslíku je atom s nejvyšší polaritou, a proto přitahuje elektrony z vodíku.

Nepolární kovalentní vazba

Nastává, když jsou páry elektronů sdíleny mezi atomy, které mají stejnou nebo velmi podobnou elektronegativitu. To upřednostňuje spravedlivé rozdělení elektronů.

Molekula vodíku (H), složená ze dvou atomů vodíku, je příkladem nepolární kovalentní vazby.

Datová nebo koordinovaná kovalentní vazba

Tento typ vazby dostává toto jméno, protože pouze jeden z atomů ve vazbě přispívá svými elektrony. Tento atom se nazývá dativ a atom, který přijímá elektrony, se nazývá atom receptoru. Graficky je identifikován šipkou.

V molekule vodíkového iontu nebo hydroniového iontu (H₃O) ⁺, kyslík přispívá dvojici elektronů k vodíkovému iontu (protonu).

Jednoduchá kovalentní vazba

Nastává, když každý atom sdílí elektron, aby dokončil dvojici elektronů ve vazbě.

Molekula chloru (Cl₂) vznikne, když atomy sdílejí elektron, aby každý ve své valenční skořápce dokončil 8 elektronů.

Dvojitá kovalentní vazba

Dvojné vazby jsou generovány, když jsou dva páry elektronů sdíleny mezi dvěma atomy, tedy celkem čtyři sdílené elektrony.

Příkladem je oxid uhličitý (CO₂), jehož atomy kyslíku sdílejí každý pár elektronů s atomem uhlíku.

Trojitá kovalentní vazba

Když atomy sdílejí šest elektronů (tři páry), vytváří se trojná vazba.

Příkladem je molekula dusíku (N₂), jehož atomy sdílejí tři páry elektronů.

Oktetové pravidlo v kovalentních vazbách

Oktetové pravidlo je známé jako tendence, která je u některých prvků periodické tabulky pozorována k dosažení stabilní konfigurace.

Nejstabilnějšími atomy v periodické tabulce jsou ve skutečnosti vzácné plyny jako argon (Ar) nebo neon (Ne), které mají ve své valenční skořápce 8 elektronů.

Ostatní atomy se snaží dosáhnout stability vzácného plynu reakcí s jinými atomy, se kterými mohou sdílet elektrony až 8.

Příkladem je molekula chloru (Cl), která se skládá ze dvou atomů. Každý z nich má 7 elektronů, takže každý atom sdílí elektron, takže druhý může dosáhnout 8 elektronů.

Pravidlo oktetu má výjimky, protože molekuly berylia (Be) a boru (B) nejsou uspokojeny.

Důležitost pravidla oktetu spočívá v tom, že když budete znát tendenci atomů ke struktuře, můžete předpovědět, jak se budou chovat, když se zkombinují s jinými prvky.

Toto pravidlo objevil fyzikově chemik Gilbert Newton Lewis v roce 1916.

Mohlo by vás zajímat:

• Iontová vazba
• Elektron
• Atomová oběžná dráha
• Periodická tabulka
• Organické sloučeniny