Gourt Home::Gourt :: Enllaç covalent
L'enllaç covalent és un tipus d'enllaç químic en què dos àtoms comparteixen un o més parells d'electrons. L'atracció resultant de la compartició d'aquests parells d'electrons manté junta la molècula. Els àtoms tendeixen a compartir electrons de tal manera que la seva escorça quedi plena. Aquest tipus d'enllaç és més fort que l'enllaç d'hidrogen i similar en força a l'enllaç iònic.
L'enllaç covalent es dóna habitualment entre àtoms amb electronegativitat semblant, on cap dels dos àtoms té prou energia per a arrencar un electró d'un altre àtom. L'enllaç covalent és més comú entre els àtoms de no metalls, mentre l'enllaç iònic és més comú entre dos àtoms de metall o entre un àtom de metall i un de no metall.
L'enllaç covalent sol ser més fort que els altres tipus d'enllaç, com ara l'enllaç iònic. A diferència de l'enllaç iònic, en què la força d'atracció elèctrica no direccional manté junts els ions, l'enllaç covalent és altament direccional. És per això que les molècules covalents tendeixen a formar-se en un nombre relativament petit de formes característiques, amb els enllaços disposats en uns determinats angles.
Història de l'enllaç covalent
Notacio_lewis.png La referència més antiga a la idea d'enllaç covalent la trobem en Gilbert N. Lewis, qiu el 1916 va descriure la compartició de parells d'electrons entre àtoms. Va introduir l'anomenada Notació de Lewis, on els electrons de valència (els de l'escorça) són representats per punts entorn dels símbols atòmics. Els parells d'electrons situats entre els àtoms representen enllaços covalents. Diversos parells d'electrons representen enllaços múltiples, com ara el doble enllaç o el triple enllaç. A la figura es mostren diversos exemples de notació de Lewis. Es mostra en color blau una forma alternativa, on els electrons enllaçants es representen mitjançant línies.
Tot i que la idea de la compartició de parells d'electrons ofereix una explicació efectiva i qualitativa de l'enllaç covalent, ens cal la mecànica quàntica per a entendre la naturalesa d'aquest tipus d'enllaç i predir les estructures i les propietats de molècules simples. Walter Heitler i Fritz London són considerats els primers en obtenir amb èxit una explicació quàntica de l'enllaç químic, concretament el de la molècula d'hidrogen, el 1927. El seu treball es basa en el model d'enllaç de valència, que assumeix que un enllaç químic es forma quan se superposen els orbitals atòmics dels àtoms que participen en l'enllaç.
Ordre d'un enllaç
L'ordre d'un enllaç és el nombre de parells d'electrons compartits en un enllaç. El tipus més habitual d'enllaç covalent és l'enllaç simple, la compartició d'un parell d'electrons entre dos àtoms. Tots els enllaços amb més d'un parell d'electrons compartit són anomenats enllaços covalents múltiples. Aquell enllaç covalent on es comparteixen dos parells d'electrons és anomenat enllaç doble i aquell on es comparteixen tres parells d'electrons és anomenat enllaç triple. Un exemple d'enllaç doble és a l'àcid nitrós (entre N i O) , i un exemple d'enllaç triple és al cianur d'hidrogen (entre C i N.)
L' enllaç covalent quàdruple és molt més rar que els simples, dobles i triples. Tant el carboni com el silici poden en teoria formar un enllaç quàdruple; tanmateix, les molècules que formen són extremadament inestables. Si ens imaginem els tres orbitals que es comparteixen en un enllaç triple com esquerra, dreta i amunt, el quart orbital ha de fer-se lloc entre aquests tres, cosa que duu a l'inestabilitat. Les molècules de C2 sols poden ser observades observades en el buit, i les molècules de Si2 són encara més inestables. S'observen enllaços quàdruples estables entre un element de transició i un metall, o bé entre dos elements de transició, formant compostos organometàl·lics.
S'ha observat l'enllaç sèxtuple, encara més rar, entre elements de transició en estat gasós.
Ressonància
Algunes estructures poden ser representades per més d'una estructura de Lewis vàlida; per exemple, l'ozó, O3. La notació de Lewis ens diu que l'O central formarà un enllaç simple amb un O i un enllaç doble amb l'O restant, però no ens diu pas amb quin O ha d'haver el doble enllaç i amb quin el simple; per tant, tant el primer O com el segon tenen igual probabilitat de formar l'enllaç doble. Les dues estructures de Lewis resultants són anomenades estructures de ressonància. De fet es considera que l'estructura vertadera és un híbrid de ressonància entre totes les estructures de ressonància. En l'exemple, en lloc de tenir un enllaç doble i un enllaç simple, hi ha de fet dos enllaços d'ordre 1.5 amb aproximadament tres electrons a cada un.
Un cas especial de ressonància es dóna en els anells aromàtics d'àtoms; per exemple en el benzè. Els anells aromàtics són composats per àtoms en forma de cercle i enllaçats per enllaços covalents que, segons l'estructura de Lewis, són alternadament simples i dobles. De fet, els electrons tendeixen a distribuir-se uniformement a l'anell d'àtoms. En les estructures aromàtiques els electrons es representen freqüentment mitjançant un cercle dins el cercle d'àtoms en lloc de línies o punts.
Teoria actual
En l'actualitat el model d'enllaç de valència ha estat substituit pel model d'orbitals moleculars. En aquest model, a mesura que els àtoms s'apropen, els orbitals atòmics interactuen per formar orbitals moleculars híbrids. Aquests orbitals moleculars són un híbrid dels orbitals atòmics originals i s'estenen entre els dos àtoms enllaçats.
Emprant mecànica quàntica és possible de calcular l'estructura electrònica, els nivells d'energia, els angles d'enllaç, les distàncies d'enllaç, els moments dipolars i l'espectre de freqüències de les molècules amb gran precisió. Avui en dia les distàncies i els angles d'enllaç poden calcular-se amb la mateixa precisió en què poden ser mesurades (les distàncies fins a uns pocs pm i els enllaços fins a uns pocs graus.) En el cas de molècules petites, els càlculs d'energia són prou precisos per ser útils per determinar-ne l'entalpia de formació.
رابطة تساهمية | Ковалентна химична връзка | Kovalentní vazba | Kovalent binding | Atombindung | Covalent bond | Enlace covalente | Kovalentne side | پیوند کووالانسی | Kovalenttinen sidos | Liaison covalente | קשר קוולנטי | Kovalens kötés | Kovala ligilo | Legame covalente | 共有結合 | Covalente binding | Kovalent binding | Wiązanie kowalencyjne | Ligação covalente | Kovalentná väzba | Kovalent bindning | พันธะโควาเลนต์ | Ковалентний зв'язок | 共价键
"Enllaç covalent"