Lotura kobalenteetan ez-metalen atomoen arteko elektroiak konpartitu egiten dira. Atomo bat beste batengana hurbiltzen denean erakarpen-indar berriak sortzen dira elektroiak eta bere inguruko beste atomo baten nukleoaren artean. Lotura mota honetan ez da e- transferentziarik ematen. Atomoek, bere azken qeruzan 8 e- lortzeko, e - -ak elkarbanatu egiten dituzte Honelako bi modutan deskriba dezakegu lotura kobalentea:.(lewisen egiturak) edo Bi elektroi baino gehiago konpartitzen direnean bi atomoen artean, orduan lotura bikoitzak (4 elektroi konpartituak) edo lotura hirukoitzak (sei elektroi konpartituak) ditugu: LOTURA KOBALENTE MOTAK a) Sinplea: e - -ak bikote bakarra elkarbanatzen da. H 2 ; Cl 2 ;F 2 Lotura sinpleak ere ematen dira CH 4 ; NH 3 eta H 2 O. Adibide hauetan ikusten da zergatik diren diatomikoak hidrogenoa eta haloqenoak. b) Anizkoitza: e - -ak bikote bat baino gehiago elkarbanatzen denean: O 2 ; N 2 ;CO 2 ;HCN; C 2 H 2. LC1
Adibide hauetan ikusten da zergatik diren diatomikoak haloqenoak. SALBUESPENAK hidrogenoa eta BeCl 2 o BF 3 molekuletan Be eta B aomoek ez dute 8 elektroirik PCl 5 o SF 6 molekuletan atomo zentralak 10 eta 12 e dituzte, hurrenez hurren. Fosforoak 10 e - ditu kloroarekin elkartzean. Sufreak 12 balentzia e - -ak ditu elkartu ondoren Sufreak 12 e- ditu elkartzean fluoroarekin Teoria betetzen da, soilik, ez-metala 2.periodokoa denean, 3.periodotik aurrera d orbitalak daude eta promozioen bidez 4 elektroi desparekatu baino gehiago egon daitezke eta,beraz, 4 lotura baino gehiago. H-ak bi e - ditu elkartzean beste H-rekin Be 4 balentzia e -ak ditu elkartzean H-arekin Boroak eta aluminioak 6balentzia elektroiak betetzen dituzte. C) Koordinatu edo datiboa: elkarbanatzen den e - bikotea atomo batek jartzen du, ez atomo bakoitzak e - bat. IOI HIDRONIO H 3O + IOI AMONIO NH 4 + HClO 2 etah 2 SO 4 ere lotura mota hau erakusten dute LC2
POLARITATEA Lotura kobalenteak elkartzen dituen bi atomoak desberdinak badira (adb. HCl), lotura polarra da. Bietako bat, kasu honetan kloroa, bestea baino elektronegatiboagoa da, eta indar handiagoz erakartzen ditu elkarbanatutako e - -ak. Ondoríoz, batek karga partzial positiboa δ + hartzen du, eta besteak karga partzial neqatiboa δ -. Hau ez da gertatzen lotuta dauden bi atomoak berdínak badira, biak indar berdinez erakartzen dituztelako e - -ak (adb. H 2 eta Cl 2 ). Momentu bipolarrak loturetan sortzen dira µ.-gerta daiteke molekula batean lotura guztiak polarrak izatea eta molekula berriz apolarra. Kasu hauetan geometriak konpentsatzen ditu polaritateak. (MOMENTU DIPOLARRAK INDARRAK BEZALA, batzen DIRA) Adibideak: BF 3 eta C0 2 Bi atomoen arteko elektronegatibitate diferentzia oso handia denean ez da lotura kobalentea ematen, ionikoa baizik.. LC3
MOLEKULEN ARTEKO LOTURAK Molekulen arteko indarrek molekulak lotzen dituzte elkarren artean. Atomoek molekulak osatzeko ematen dituzten lotura kobalenteak baino ahulagoak dira. Beraz, ez da erraza molekula bat osatzen duten atomoak banatzea, baina bai molekulak beraien artean. Molekulen arteko indarrei Van der Waals-en indarrak esaten zaie eta, nahiz eta denak antzekoak izan, hiru taldetan sailkatuko ditugu. a) Une bateko dipoloak (LONDON sakabanaketa indarrak) Molekula apolarretan ematen dira. Nahiz eta molekulak apolarrak izan, e - -ak ez daude geldirik, eta une batez molekula polarizatu egiten da. Polarizazio honek eragina du inguruko molekula guztietan, eta une bateko dipolo asko sortzen dira, beraien artean erakarpen indar e l e k t r o s t a t ik o a k d u el a r i k. Ez dira indar handiak dipolo horiek segituan desagertzen direlako. Ioiek ere dipoloak eragiten dituzte. b) Dipolo iraunkorrak Aurrekoen antzekoak dira baina molekula polarretan ematen dira. Sendoagoak dira dipoloak ez direlako desagertzen, iraunkorrak direlako. c)hidrogeno zubiak Aurrekoen kasu berezi bat da. Ematen da hidrogenoa atomo txiki eta atomo elektronegatibo (N,O,F) batekin lotuta dagoenean, eta adibiderik ezagunena ura da. Ur molekula bakoitzaren polaritatea handia da, eta hidrogeno atomoa txikia izatean aukera du beste molekula bateko oxigeno batengana asko gerturatzeko; horrela hidrogeno bakoitzak "zubi" moduko bat osatzen du bi molekulen artean. Lotura hau beste biak baino askoz sendoagoa da, eta horrek eragin handia du propietateetan. Adib. H 2 O; HF eta NH 3 irakite puntuak oso altuak dituzte bere taldekoen konposatuekin konparatuz eta arrazoia da hidrogeno zubiak osatzen dituztela. LC4
1.- EGOERA FISIKOA: Substantzia kobalente molekularrak KONPOSATU KOBALENTEEN PROPIETATEAK Atomoen arteko loturak oso sendoak dira eta molekulak osatzen dira. Molekulen arteko loturak berriz,nahiko ahulak direnez gehienak gas edo likidoak izaten dira (Br 2 ). Substantzia kobalente solidoak: Atomoak edo molekulak handiak eta astunak dira eta mugitzeko zailtasunak dituztenez egitura kristalinoak osatzen dituzte: (C diamantea eta grafitoa; Si0 2 ; I 2 ; C 12 H 10 (alkanfor)..-kristal osoan lotura kobalenteak baino ezdaude..-oso gogorrak eta Fusio puntu altuak..-solidoak dira..-ez dira ezertan disolbatzen..-eroale oso txarrak. 2.- URTZE ETA IRAKITE PUNTUAK Normalean bajuak dira,lehen aipatutako salbuespenekin. KOBALENTE APOLARRAK (HALOGENOAK) Urtze puntua Irakite puntua Egoera fisikoa F 2-223 -188 Gaseosoa Cl 2-102,4-34 Gaseosoa Br 2-7,3 58,8 Likidoa I 2 113,5 184,5 solidoa KONPOSATUA Urtze puntua ºC Irakite puntuaºc H 2 O (H zubiak indar sendoak dira) 0 100 H 2 S -62,9-60,1 H 2 Se -64-42 H 2 Te -54-1,8 3.- DISOLBAGARRITASUNA lotura polarra dutenak ondo disolbatzen dira uretan disolbatzaile polarra delako. lotura apolarra dutenak disolbatzaile apolarretan disolbatzen dira (CCl 4 ). 4.- EROALTASUN ELEKTRIKOA Ez dira eroaleak partikula kargaturik ez dagoelako. Kobalente polarrak eroaleak uretan disolbatuta daudenean dira, ioi askeak sortzen direlako. LC5