Het jy al ooit gewonder wat die heelal aanmekaar laat bly? Hier is 'n wenk: dit is nie 'n industriële grootte pot kosmiese supergom nie. Nee, die geheim om dinge bymekaar te hou is 'n chemiese bindingsproses bekend as valente binding - waar die elektrone in die buitenste skulpe van atome met mekaar bind om molekules te vorm. Kovalente bindings is van die kragtigste bindings in die heelal.
Die vader van kovalente bindings - Irving Langmuir
Die wêreld van chemiese wetenskap is in 1919 aan die beginsel van kovalensie bekendgestel. Toekomstige Nobelpryswenner chemikus Irving Langmuir het die term geskep om die molekulêre bindings te beskryf wat deur elektrone in die buitenste dop of valensie van atome gevorm word. Die term 'kovalente binding' het die eerste keer in 1939 in gebruik gekom.
'n Amerikaanse chemikus, Irving Langmuir, is op 31 Januarie 1881 in Brooklyn, New York, gebore as die derde van vier seuns van Charles Langmuir en Sadie Comings. Langmuir het in 1903 as 'n metallurgiese ingenieur aan die Skool vir Mynwese aan die Universiteit van Columbia gegradueer en sy M. A. en Ph.D. in chemie in 1906. Sy werk in oppervlakchemie sou in 1932 met die Nobelprys in Chemie beloon word.
Atome en molekules - maak dit regtig saak?
Eenvoudig gestel, sonder atome sou die heelal nie bestaan nie. Dit is omdat atome die basiese boustene van materie is. Wat presies word bedoel met materie? In die fisiese en chemiese wetenskappe word 'materie' gedefinieer as dit wat ruimte beslaan en rusmassa besit, veral in teenstelling met energie. So in 'n universele neutedop, 'materie' is alles.
Atome bestaan uit drie basiese subatomiese deeltjies: protone, neutrone en elektrone. Protone is subatomiese deeltjies wat 'n positiewe elektriese lading handhaaf. Neutrone is subatomiese deeltjies wat nie 'n positiewe of 'n negatiewe elektriese lading het nie, dit wil sê neutraal. Protone en neutrone kombineer om 'n atoom se kern te vorm. Elektrone, die finale subatomiese deeltjietipe, handhaaf 'n negatiewe elektriese lading en wentel soos 'n wolk om die atoomkern.
So, wat is molekules dan? Molekules is niks meer of minder nie as atome wat genoeg na ander atome aangetrek word om 'n binding te vorm. 'n Valensiebinding.
Molekulêre binding - Tipes Valent Bonds
Wanneer atome aan mekaar bind om molekules te vorm, kan die proses op 'n paar verskillende maniere plaasvind. Die hoof manier waarop atome sal bind, staan bekend as kovalent. Die term kovalent verwys na die feit dat die binding die deel van een of meer pare elektrone behels. Daar is ook ander maniere waarop atome valente bindings kan vorm, insluitend:
gratis halo multiplayer
- Ioniese bindings of bindings gevorm wanneer een atoom een of meer elektrone aan 'n ander atoom gee.
- Metaalbindings, die tipe chemikalie binding wat die atome van metale bymekaar hou. Metaalbindings is die gedwonge aantrekking tussen valenselektrone en die metaalatome.
Kovalente Molekulêre Bindings - Elemente vs. Verbindings
Soos valente aantrekkings tussen atome voorkom, vorm hulle molekulêre bindings of stowwe wat óf verbindings óf elemente is. Alhoewel molekulêre verbindings en molekulêre elemente voorkom as gevolg van kovalente binding is daar ook 'n belangrike verskil tussen die twee.
Die verskil tussen 'n molekule van 'n verbinding en 'n molekule van 'n element is dat in 'n molekule van 'n element, al die atome dieselfde is. Byvoorbeeld, in 'n molekule water ('n verbinding), is daar een suurstofatoom en twee waterstofatome. Maar in 'n molekule suurstof ('n element) is albei die atome suurstof.
Voorbeelde van 'n kovalente bindingsverbindings
Daar is baie voorbeelde van verbindings wat kovalente bindings het, insluitend die gasse in ons atmosfeer, algemene brandstowwe en meeste van die verbindings in ons liggaam. Hier is drie voorbeelde.
Metaanmolekule (CH4)
Die elektroniese konfigurasie van koolstof is 2,4. Dit benodig nog 4 elektrone in sy buitenste dop om soos die edelgas neon te wees. Om dit te doen deel een koolstofatoom vier elektrone met die enkele elektrone van vier waterstofatome. Die metaanmolekule het vier C-H enkelbindings.
Watermolekule (H2O)
Een suurstofatoom verbind met twee waterstofatome. Die watermolekule het twee O-H enkelbindings.
Koolstofdioksied (CO2)
Een koolstofatoom verbind met twee suurstofatome. Die koolstofdioksiedmolekule het twee C=O-bindings.
hoe om lippe op 'n gesig te teken
Voorbeelde van 'n kovalente bindingselemente
Wanneer soortgelyke atome kovalente molekulêre bindings vorm, is die resultate kovalente elemente. Die nie-metaal kovalente elemente wat in die periodieke tabel gevind word, sluit in:
hoe raak jy ontslae van 'n chipmunk
- waterstof
- koolstof
- stikstof
- fosfor
- suurstof
- swael en selenium.
Daarbenewens, al die halogeen elemente, insluitend:
- fluoor
- chloor
- broom
- jodium en astatien, is almal kovalente nie-metaalelemente.
Polêre en nie-polêre kovalente bindings
Anders as ioniese bindings, vorm kovalente bindings dikwels tussen atome waar een van die atome nie maklik 'n edelgas-elektronskilkonfigurasie kan bereik deur die verlies of wins van een of twee elektrone nie. ... Daarom deel atome wat kovalent bind hul elektrone om hul valensiedop te voltooi.
Hoe groter die elektronegatiwiteitsverskil, hoe meer ionies is die binding. Bindings wat gedeeltelik ionies is, is polêre kovalente bindings. Niepolêre kovalente bindings, met gelyke verdeling van die bindingselektrone, ontstaan wanneer die elektronegatiwiteite van die twee atome gelyk is.
Voorbeelde van 'n polêre kovalente bindings
In 'n polêre kovalente binding spandeer die elektrone wat deur die atome gedeel word 'n groter hoeveelheid tyd, gemiddeld, nader aan die suurstofkern as die waterstofkern. Dit is as gevolg van die geometrie van die molekule en die groot elektronegatiwiteitsverskil tussen die waterstofatoom en die suurstofatoom.
'n Watermolekule, afgekort as H2O, is 'n voorbeeld van 'n polêre kovalente binding. Die elektrone word ongelyk gedeel, met die suurstofatoom wat meer tyd met elektrone spandeer as die waterstofatome. Aangesien elektrone meer tyd saam met die suurstofatoom spandeer, dra dit 'n gedeeltelike negatiewe lading.
Voorbeelde van 'n nie-polêre kovalente bindings
Nie-polêre molekules is minder geneig om in water op te los. 'n Nie-polêre stof is een sonder 'n dipool, wat beteken dat dit 'n gelyke verspreiding van elektrone in sy molekulêre struktuur het. Voorbeelde sluit in koolstofdioksied, plantaardige olies en petroleumprodukte.
'n Voorbeeld van 'n niepolêre kovalente binding is die binding tussen twee waterstofatome omdat hulle die elektrone gelykop deel. Nog 'n voorbeeld van 'n nie-polêre kovalente binding is die binding tussen twee chlooratome omdat hulle ook die elektrone ewe veel deel.
Kovalente bindings - Sewe dinge om te onthou
Hier is 'n paar belangrike wegneemetes om jou te help om te onthou wat jy sopas oor kovalente bindings geleer het:
- Valensie en kovalente bindings verbind atome om molekules te maak.
- Atome kan op drie hoofmaniere bind: kovalente bindings, ioniese bindings en metaalbindings.
- Die term kovalente binding beskryf die bindings in verbindings wat voortspruit uit die deel van een of meer pare elektrone.
- Ioniese bindings, waar elektrone tussen atome oordra, vind plaas wanneer atome met net 'n paar elektrone in hul buitenste dop die elektrone gee aan atome met net 'n paar wat in hul buitenste dop ontbreek.
- In metaalbindings verloor groot getalle atome hul elektrone. Hulle word in 'n rooster bymekaar gehou deur die aantrekking tussen 'vry' elektrone en positiewe kerne.
- 'n Atoom wat 'n elektron verloor, word positief gelaai; 'n atoom wat 'n elektron optel, word negatief gelaai sodat die twee atome saamgetrek word deur die elektriese aantrekkingskrag van teenoorgesteldes.
- Omdat hulle negatief gelaai is, word die gedeelde elektrone eweredig na die positiewe kern van beide betrokke atome getrek. Die atome word bymekaar gehou deur die aantrekkingskrag tussen elke kern en die gedeelde elektrone.