קשר קוולנטי: מאפיינים, תכונות ודוגמאות - כִּימִיָה - 2025

קשרים קוולנטיים הם סוג של קשר בין האטומים המרכיבים מולקולות דרך זוגות אלקטרונים שיתוף. קשרים אלה, המייצגים איזון יציב למדי בין כל מין, מאפשרים לכל אטום להשיג את יציבות התצורה האלקטרונית שלו.

קשרים אלה נוצרים בגרסאות בודדות, כפולות או משולשות ויש להם תווים קוטביים ולא קוטביים. אטומים יכולים למשוך מינים אחרים, ובכך לאפשר היווצרות של תרכובות כימיות. איחוד זה יכול להתרחש על ידי כוחות שונים, ויוצר משיכה חלשה או חזקה, תווים יוניים או חילופי אלקטרונים.

איגרות חוב קוולנטיות נחשבות לאג"ח "חזקות". שלא כמו קשרים חזקים אחרים (קשרים יוניים), קשרי קוולנטים מופיעים בדרך כלל באטומים לא מתכתיים ובכאלו שיש להם זיקות דומות לאלקטרונים (אלקטרואקטיביות דומות), מה שהופך את הקשרים הקוואלנטיים לחלשים ודורשים פחות אנרגיה לשבירה.

בסוג זה של קשר, בדרך כלל מיושם כלל המכונה אוקטט על מנת להעריך את מספר האטומים שיש לחלוק: כלל זה קובע כי כל אטום במולקולה דורש 8 אלקטרונים ערכיים כדי להישאר יציבים. באמצעות שיתוף, עליהם להשיג אובדן או רווח של אלקטרונים בין המינים.

מאפיינים

קשרים קוולנטיים מושפעים מהרכוש האלקטרוניגטיבי של כל אחד מהאטומים המעורבים באינטראקציה של זוגות אלקטרונים; כשיש לך אטום בעל אלקטרונגטיביות גבוהה משמעותית מהאטום האחר בצומת, ייווצר קשר קוולנטי קוטבי.

עם זאת, כאשר לשני האטומים יש תכונה אלקטרונית-דומה דומה, נוצר קשר קוולנטי לא פולוטרי. זה קורה מכיוון שהאלקטרונים של המין האלקטרוניטיבי ביותר יהיו קשורים לאטום זה יותר מאשר במקרה של האלקטרונגטיוויות המועטה ביותר.

ראוי לציין ששום קשר קוולנטי אינו שוויוני לחלוטין, אלא אם כן שני האטומים המעורבים זהים (ובכך יש אותה אלקטרונגטיביות).

סוג הקשר הקוואלינטי תלוי בהבדל ביחס האלקטרוניטיבי בין המינים, כאשר ערך בין 0 ל -0.4 מביא לקישור לא קוטבי, והבדל בין 0.4 ל 1.7 גורם לקשר קוטבי ( קשרים יוניים מופיעים מ- 1.7).

קשר קוולנטי לא קוטבי

הקשר הקוולנטי הלא-קוטבי נוצר כאשר אלקטרונים משותפים באופן שווה בין האטומים. זה קורה בדרך כלל כאשר לשני האטומים יש זיקה אלקטרונית דומה או שווה (אותו המין). ככל שערכי הזיקה האלקטרונית דומים יותר בין האטומים המעורבים, כך המשיכה המתקבלת חזקה יותר.

זה מתרחש בדרך כלל במולקולות גז, הידועות גם כאלמנטים דיאטומיים. קשרים קוולנטיים לא קוטביים פועלים בעלי אופי זהה לזה של קוטבים (האטום עם האלקטרוניטיביות הגבוהה יותר ימשוך חזק יותר את האלקטרון או האלקטרונים של האטום האחר).

עם זאת, במולקולות דיאטומיות האלקטרוניטיבים מבטלים את היותם שווים, וכתוצאה מכך מטען של אפס.

קשרים לא קוטביים הם מכריעים בביולוגיה: הם עוזרים ליצור את קשרי החמצן והפפטיד הנראים בשרשראות חומצות האמינו. מולקולות עם מספר רב של קשרים לא קוטביים הן בדרך כלל הידרופוביות.

קשר קוולנטי קוטבי

הקשר הקוולנטי הקוטבי מתרחש כאשר קיימת שיתוף לא שווה של אלקטרונים בין שני המינים המעורבים באיחוד. במקרה זה, לאחד משני האטומים יש אלקטרונטיביות גבוהה משמעותית מהשני, ומסיבה זו היא תמשוך יותר אלקטרונים מהצומת.

למולקולה המתקבלת יהיה צד מעט חיובי (זה עם האלקטרוניטיביות הנמוכה ביותר), וצד שלילי מעט (עם האטום בעל האלקטרוניטיביות הגבוהה ביותר). יהיה לו גם פוטנציאל אלקטרוסטטי, מה שנותן לתרכובת את היכולת להיקשר חלש לתרכובות קוטביות אחרות.

הקשרים הקוטביים הנפוצים ביותר הם אלה של מימן עם אטומים אלקטרונגטיביים יותר ליצירת תרכובות כמו מים (H ₂ O).

נכסים

במבנים של קשרים קוולנטיים נלקחים בחשבון סדרה של תכונות המעורבות בחקר הקשרים הללו ומסייעות להבנת תופעה זו של שיתוף אלקטרונים:

חוק האוקטט

שלטון השמינייה גובש על ידי הפיזיקאי והכימאי האמריקני גילברט ניוטון לואיס, למרות שהיו מדענים שחקרו זאת לפניו.

זהו כלל אצבע המשקף את התצפית כי האטומים של היסודות הייצוגיים נוטים לשלב בצורה כזו שכל אטום מגיע לשמונה אלקטרונים במעטפת הערכיות שלו, מה שמוביל אותו לתצורה אלקטרונית הדומה לגזים אצילים. דיאגרמות או מבנים של לואיס משמשים לייצוג צמתים אלה.

ישנם חריגים לכלל זה, למשל במינים עם קליפת ערכיות שלמה (מולקולות עם שבעה אלקטרונים כגון CH ₃ , ומינים תגובתי עם שישה אלקטרונים כגון BH ₃ ); זה קורה גם באטומים עם מעט מאוד אלקטרונים, כמו הליום, מימן וליתיום, בין היתר.

תְהוּדָה

תהודה היא כלי המשמש לייצוג מבנים מולקולריים ומייצג אלקטרונים ממוקדים בהם לא ניתן לבטא קשרים עם מבנה לואיס בודד.

במקרים אלה, האלקטרונים חייבים להיות מיוצגים על ידי מבנים "תורמים" שונים, המכונים מבנים תהודה. במילים אחרות, התהודה היא מונח שמרמז על שימוש בשני מבנים של לואיס או יותר לייצוג מולקולה מסוימת.

מושג זה הוא אנושי לחלוטין, ואין מבנה כזה או אחר של המולקולה בזמן נתון, אך הוא יכול להתקיים בכל גרסה שלו (או כולם) בו זמנית.

יתר על כן, המבנים התורמים (או התהודים) אינם איזומרים: רק מיקום האלקטרונים יכול להיות שונה, אך לא גרעיני האטום.

ארומטיות

מושג זה משמש לתיאור מולקולה מחזורית, מישורית, עם טבעת של קשרים תהודה המציגים יציבות גבוהה יותר מסידורים גיאומטריים אחרים עם אותה תצורה אטומית.

מולקולות ארומטיות יציבות מאוד, מכיוון שהן לא נשברות בקלות והן בדרך כלל לא מגיבות עם חומרים אחרים. בבנזן, התרכובת הארומטית של האב-טיפוס, קשרי pi (π) מצומדים נוצרים בשני מבנים תהודה שונים, המהווים משושה יציב ביותר.

קישור סיגמא

זהו הקשר הפשוט ביותר, בו מצטרפים שני אורביטלים "ים". קשרי Sigma מופיעים בכל קשרים קוולנטיים פשוטים, והם יכולים להופיע גם באורביטלים "p", כל עוד הם מסתכלים זה על זה.

Bond pi (π)

קשר זה מתרחש בין שני אורביטלים "p" שהם במקביל. הם נקשרים זה לצד זה (בשונה מסיגמה, הנקשרת פנים אל פנים) ויוצרים אזורים של צפיפות אלקטרונים מעל למולקולה ומתחתיה.

קשרים כפולים ומשולשים קוולנטיים כוללים קשרים pi אחד או שניים, ואלו נותנים למולקולה צורה נוקשה. אג"ח Pi חלשה יותר מאג"ח sigma, מכיוון שיש פחות חפיפה.

סוגי קשרים קוולנטיים

קשרים קוולנטיים בין שני אטומים יכולים להיווצר על ידי זוג אלקטרונים, אך הם יכולים להיווצר גם על ידי שניים ואפילו שלושה זוגות אלקטרונים, כך שהם יבואו לידי ביטוי כקשרים יחידים, כפולים ומשולשים, המיוצגים על ידי סוגים שונים של איגודים (קשרי sigma ו- pi) לכל אחד.

אגרות חוב בודדות הן החלשות והחלשות המשולשות הן החזקות ביותר; זה קורה מכיוון שלשלשות יש אורך הקשר הקצר ביותר (משיכה גדולה יותר) ואנרגיית הקשר הגדולה ביותר (הם דורשים יותר אנרגיה לשבירה).

קישור פשוט

זהו שיתוף של זוג אלקטרונים בודד; כלומר, כל אטום שמעורב שותף באלקטרון בודד. איחוד זה הוא החלש ביותר וכולל קשר סיגמא יחיד (σ). הוא מיוצג על ידי קו בין האטומים; לדוגמה, במקרה של מולקולת המימן (H ₂ ):

ח ח

קישור כפול

בסוג זה של קשר, שני זוגות אלקטרונים משותפים יוצרים קשרים; כלומר ארבעה אלקטרונים משותפים. קשר זה כרוך בסיגמה אחת (σ) ובקשר אחד pi (π), ומיוצג על ידי שני שורות; לדוגמה, במקרה של פחמן דו חמצני (CO ₂ ):

O = C = O

קשר משולש

קשר זה, החזק ביותר שקיים בקרב קשרים קוולנטיים, מתרחש כאשר האטומים חולקים שישה אלקטרונים או שלושה זוגות, בסיגמה (σ) ושני קשרים pi (π). זה מיוצג עם שלושה קווים וניתן לראות במולקולות כמו אצטילן (C ₂ H ₂ ):

HC≡CH

לבסוף, נצפו קשרים מרובעים, אך הם נדירים ומוגבלים בעיקר לתרכובות מתכתיות, כגון אצטט כרום (II) ואחרים.

דוגמאות

לגבי קשרים פשוטים, המקרה השכיח ביותר הוא זה של מימן, כפי שניתן לראות להלן:

המקרה של קשר משולש הוא זה של ניטרוגנים בתחמוצת החנקן (N ₂ O), כפי שנראה להלן, עם קשרי sigma ו- pi גלויים:

הפניות

1. צ'אנג, ר '(2007). כִּימִיָה. (מהדורה 9). מקגרו-היל.
2. Chem Libretexts. (sf). נשלח מ- chem.libretexts.org
3. אן מארי הלמנסטין, פ '(נ'). נשלח מ- thoughtco.com
4. Lodish, H., Berk, A., Zipursky, SL, Matsudaira, P., Baltimore, D., and Darnell, J. (2000). ביולוגיה מולקולרית של התא. ניו יורק: WH פרימן.
5. ויקיוריות. (sf). נשלח מ- en.wikiversity.org