Koordinaatti Covalent Bond vs Covalent Bond
Kuten amerikkalainen kemisti GNLewis ehdotti, atomit ovat stabiileja, kun niiden valenssikuoressa on kahdeksan elektronia. Suurimman osan atomien valenssikuorissa on alle kahdeksan elektronia (lukuun ottamatta jaksollisen järjestelmän ryhmän 18 jalokaasuja); siksi ne eivät ole vakaita. Nämä atomit pyrkivät reagoimaan keskenään, muuttumaan vakaina. Siten jokainen atomi voi saavuttaa jalokaasun elektronisen konfiguraation. Kovalenttiset sidokset ovat tärkein tyyppi kemiallisia sidoksia, jotka yhdistävät atomeja kemiallisessa yhdisteessä.
Napaisuus syntyy elektronegatiivisuuden erojen vuoksi. Elektronegatiivisuus antaa atomin mittauksen houkutellakseen elektroneja sidokseen. Yleensä Pauling-asteikkoa käytetään osoittamaan elektronegatiivisuusarvot. Jaksollisessa taulukossa on malli siitä, kuinka elektronegatiivisuusarvot muuttuvat. Vasemmalta oikealle jakson läpi elektronegatiivisuuden arvo kasvaa. Siksi halogeeneilla on suuremmat elektronegatiivisuusarvot jaksolla, ja ryhmän 1 elementeillä on suhteellisen pienet elektronegatiivisuusarvot. Ryhmän alapuolella elektronegatiivisuuden arvot laskevat. Kun kaksi samasta atomista tai atomista, joilla on sama elektronegatiivisuus, muodostavat sidoksen niiden välille, nämä atomit vetävät elektroniparin samalla tavalla. Siksi heillä on taipumus jakaa elektroneja ja tällaisia sidoksia kutsutaan ei-polaarisiksi kovalenttisiksi sidoksiksi.
Kovalenttisidos
Kun kaksi atomia, joilla on samanlainen tai erittäin pieni elektronegatiivisuusero, reagoivat yhdessä, ne muodostavat kovalenttisen sidoksen jakamalla elektroneja. Molemmat atomit voivat saada jalokaasun elektronisen konfiguraation jakamalla elektroneja tällä tavalla. Molekyyli on tuote, joka syntyy kovalenttisten sidosten muodostumisesta atomien välillä. Esimerkiksi, kun samat atomit ovat liittyneet muodostamaan molekyylien, kuten Cl 2, H 2, tai P- 4, kukin atomi on kiinnittynyt toiseen kovalenttisella sidoksella.
Koordinoi kovalenttinen joukkovelkakirjalaina
Tämä on myös eräänlainen kovalenttinen sidos, jossa sidoksen kaksi elektronia luovuttaa vain yksi atomi. Tätä kutsutaan myös datatiiviseksi sidokseksi. Tämän tyyppinen kovalenttinen sidos muodostuu, kun Lewis-emäs lahjoittaa elektroniparin Lewis-hapolle. Siksi tämä voidaan selittää myös sidoksena Lewis-hapon ja Lewis-emäksen välillä. Teoriassa näytämme luovuttavan atomin ja luovuttamattoman atomin positiivisen varauksen luovuttavalle atomille ja negatiivisen varauksen toiselle atomille. Esimerkiksi, kun ammoniakki luovuttaa yksinäinen elektroni pari typpeä Barium BF 3, koordinaatistossa kovalenttinen sidos tuloksia. Muodostumisen jälkeen tämä sidos on samanlainen kuin polaarinen kovalenttinen sidos, eikä sitä voida erottaa erillisenä sidoksena, vaikka sillä on erillinen nimi.
Mitä eroa on kovalenttisella joukkovelkakirjalla ja koordinaattikovalentilla?
• Kovalenttisessa sidoksessa molemmat atomit antavat saman määrän elektroneja sidokseen, mutta koordinaattikovalenttisessa sidoksessa kaksi elektronia luovuttaa yksi atomi.
• Kovalenttisessa sidoksessa kahden atomin välinen elektronegatiivisuusero voi olla nolla tai erittäin pieni arvo, mutta koordinaattikovalenttisessa sidoksessa muodostuu polaarisen kovalenttisen sidoksen tyyppi.
• Jotta koordinaattikovalenttinen sidos muodostuisi, molekyylin atomilla tulisi olla yksinäinen pari.
