EPÄPOLAARINEN KOVALENTTINEN SIDOS: OMINAISUUDET, MUODOSTUMINEN, TYYPIT - KEMIA - 2025

Ei-polaariset kovalenttinen sidos on tyyppiä kemiallinen sidos, jossa kahden atomin, joka on samankaltainen electronegativities osuus elektroneja muodostamiseksi molekyyliin.

Tämän tyyppinen side on löydetty suuri määrä yhdisteitä, joilla on erilaisia ominaisuuksia, on löydetty kahden typpiatomin, jotka muodostavat kaasumaisia aineita (N ₂), ja välillä hiili- ja vetyatomeista, jotka pitävät metaanikaasua molekyylin yhdessä. (CH ₄), esimerkiksi.

Metaanin polaarinen kovalenttinen sidos. Kirjoittanut CNX OpenStax, Wikimedia Commonsin kautta

Kemiallisten elementtien omistamalle ominaisuudelle tunnetaan elektronegatiivisuus, joka viittaa siihen, kuinka suuri tai pieni on näiden atomilajien kyky houkutella elektronitiheyttä toisiaan kohti.

Epäpolaaristen kovalenttisten sidosten polaarisuus eroaa atomien elektronegatiivisuudessa alle 0,4 (kuten Paulingin asteikko osoittaa). Jos se olisi suurempi kuin 0,4 ja alle 1,7, se olisi polaarinen kovalenttinen sidos, kun taas jos se olisi suurempi kuin 1,7, se olisi ioninen sidos.

On huomattava, että atomien elektronegatiivisuus kuvaa vain niitä, jotka ovat mukana kemiallisessa sidoksessa, ts. Kun ne ovat osa molekyyliä.

Epäpolaarisen kovalenttisen sidoksen yleiset ominaisuudet

Termi "ei-polaarinen" karakterisoi molekyylejä tai sidoksia, joilla ei ole polaarisuutta. Kun molekyyli on ei-polaarinen, se voi tarkoittaa kahta asiaa:

- Sen atomit eivät ole linkittyneinä napaisilla sidoksilla.

- Sillä on polaarityyppisiä sidoksia, mutta ne on suunnattu niin symmetrisesti, että kukin kumoaa toisen dipolimomentin.

Kirjoittaja Jacek FH, Wikimedia Commons

Samoin on suuri joukko aineita, joissa niiden molekyylit pysyvät kytkettyinä yhdisteen rakenteeseen, olipa kyseessä neste-, kaasu- tai kiinteä faasi.

Kun tämä tapahtuu, se johtuu suurelta osin ns. Van der Waals -voimista tai vuorovaikutuksista lämpötilan ja paineen olosuhteiden lisäksi, joissa kemiallinen reaktio tapahtuu.

Tämän tyyppiset vuorovaikutukset, joita esiintyy myös polaarisissa molekyyleissä, tapahtuvat alaatomisten hiukkasten, lähinnä elektronien, liikkuessa, kun ne liikkuvat molekyylien välillä.

Tästä ilmiöstä johtuen elektronit voivat kerääntyä hetkessä kemiallisten lajien yhteen päähän, keskittyä molekyylin tiettyihin alueisiin ja antaa sille jonkinlaisen osittaisen varauksen, tuottaa tiettyjä dipoleja ja saada molekyylit pysymään melko lähellä toisiaan. toisilleen.

Napaisuus ja symmetria

Tätä pientä dipolia ei kuitenkaan muodostu yhdisteissä, jotka on kytketty ei-polaarisilla kovalenttisilla sidoksilla, koska ero niiden elektronegatiivisuuksien välillä on käytännössä nolla tai täysin nolla.

Kahdesta yhtä suuresta atomista koostuvien molekyylien tai sidosten tapauksessa, ts. Kun niiden elektronegatiivisuudet ovat identtisiä, ero niiden välillä on nolla.

Tässä mielessä sidokset luokitellaan ei-polaarisiksi kovalentteiksi, kun sidoksen muodostavien kahden atomin välinen elektronegatiivisuusero on alle 0,5.

Päinvastoin, kun tämä vähennys johtaa arvoon välillä 0,5 - 1,9, sitä luonnehditaan polaariseksi kovalentiksi. Kun taas tämä ero johtaa lukuun, joka on suurempi kuin 1,9, sitä pidetään ehdottomasti polaarisena sidoksena tai yhdisteenä.

Joten, tämäntyyppiset kovalenttiset sidokset muodostuvat elektronien jakautumisen ansiosta kahden atomin välillä, jotka luovuttavat heidän elektronitiheytensä yhtä paljon.

Tästä syystä tässä vuorovaikutuksessa mukana olevien atomien luonteen lisäksi molekyylilajeilla, jotka on kytketty tämän tyyppisellä sidoksella, on taipumus olla melko symmetrisiä ja siksi nämä sidokset ovat yleensä melko vahvoja.

Kuinka ei-polaarinen kovalenttinen sidos muodostuu?

Yleensä kovalenttiset sidokset syntyvät, kun pari atomeja osallistuu elektroniparien jakamiseen tai kun elektronien tiheyden jakautuminen tapahtuu tasaisesti molempien atomien välillä.

Lewis-malli kuvaa näitä liittoja vuorovaikutuksina, joilla on kaksitahoinen tarkoitus: kaksi elektronia jakautuvat mukana olevien atomiparien kesken ja täyttävät samalla kummankin uloimman energiatason (valenssikuoren) antaen niille parempi vakaus.

Koska tämäntyyppinen sidos perustuu siihen muodostavien atomien elektronegatiivisuuksien eroon, on tärkeää tietää, että suurimman elektronegatiivisuuden (tai enemmän elektronegatiivisen) elementit ovat ne, jotka houkuttelevat elektroneja voimakkaimmin toisiaan kohti.

Tällä ominaisuudella on taipumus kasvaa jaksollisessa taulukossa vasempaan ja oikeaan suuntaan ja nousevaan suuntaan (alhaalta ylöspäin), joten jaksollisen taulukon vähiten sähköelegatiiviseksi pidetty elementti on fransium (noin 0,7) ja jolla on suurin elektronegatiivisuus, on fluori (noin 4,0).

Nämä sidokset esiintyvät yleisemmin kahden atomin välillä, jotka kuuluvat ei-metalleihin, tai ei-metallin ja metalloidisen atomin välillä.

Tilaaminen ja energia

Sisäisemmästä näkökulmasta, energiavuorovaikutusten suhteen, voidaan sanoa, että atomipari houkuttelevat toisiaan ja muodostavat sidoksen, jos tämä prosessi johtaa järjestelmän energian laskuun.

Samoin kun annetut olosuhteet suosivat sitä, että vuorovaikutuksessa olevat atomit houkuttelevat toisiaan, ne lähentyvät ja silloin kun sidos syntyy tai muodostuu; niin kauan kuin tämä lähestymistapa ja sitä seuraava liitos sisältävät konfiguraation, jossa on vähemmän energiaa kuin alkuperäisessä järjestelyssä, jossa atomit erotettiin.

Tapa, jolla atomilajit yhdistyvät molekyylien muodostamiseksi, on kuvattu oktetisääntöllä, jonka ehdotti amerikkalaissyntyinen fysikokemisti Gilbert Newton Lewis.

Tämä kuuluisa sääntö toteaa pääasiassa, että muun atomin kuin vedyn on taipumus sitoutua, kunnes sitä valenssikuoressaan ympäröi kahdeksan elektronia.

Tämä tarkoittaa, että kovalenttinen sidos syntyy, kun jokaisesta atomista puuttuu tarpeeksi elektroneja oktettinsa täyttämiseksi, toisin sanoen kun ne jakavat elektronit.

Stabiilisuuden saavuttamiseksi CO2-rakenteessa hiiliatomia vaaditaan muodostamaan kaksi kaksoissidosta jokaisen happiatomin kanssa, täyttäen siten oktettisäännön.

Tällä säännöllä on poikkeuksiaan, mutta yleisesti ottaen se riippuu linkin elementtien luonteesta.

Elementtityypit, jotka muodostavat ei-polaarisen kovalenttisen sidoksen

Kun muodostuu ei-polaarinen kovalenttinen sidos, saman elementin tai eri elementtien kaksi atomia voidaan yhdistää jakamalla elektroneja niiden uloimmista energiatasoista, jotka ovat käytettävissä sidosten muodostamiseksi.

Kun tämä kemiallinen liitto tapahtuu, jokaisella atomilla on taipumus saada vakain elektroninen konfiguraatio, joka vastaa jalokaasuja. Joten kukin atomi "yleensä" pyrkii saamaan jaksollisen taulukon lähimmän jalokaasukokoonpanon joko vähemmän tai enemmän elektroneja kuin sen alkuperäinen kokoonpano.

Joten kun saman elementin kaksi atomia yhdistyvät muodostamaan ei-polaarisen kovalenttisen sidoksen, se johtuu siitä, että tämä sidos antaa heille vähemmän energisen ja siten vakaamman konfiguraation.

Yksinkertaisin esimerkki tämän tyyppisestä on, että vetykaasua (H ₂), vaikka muita esimerkkejä ovat kaasut happi (O ₂) ja typen (N ₂).

Kaksi identtistä vetyatomia, joissa elektroniparit vetoavat samalla tavalla, mikä johtaa siihen, että sidoksessa ei ole polaarisuutta.

Eri atomien polaariset kovalenttiset sidokset

Ei-polaarinen sidos voidaan muodostaa myös kahden ei-metallisen elementin tai metalloidin ja ei-metallisen elementin väliin.

Ensimmäisessä tapauksessa ei-metalliset elementit koostuvat jaksollisen taulukon tiettyyn ryhmään kuuluvista elementeistä, joihin kuuluvat halogeenit (jodi, bromi, kloori, fluori), jalokaasut (radoni, ksenoni, kryptoni, argon, neon, helium) ja muutamia muita, kuten rikki, fosfori, typpi, happi, hiili, mm.

Esimerkki näistä on hiili- ja vetyatomien liitto, joka on useimpien orgaanisten yhdisteiden perusta.

Toisessa tapauksessa metalloideja ovat ne, joilla on väliominaisuuksia ei-metallien ja jaksotaulukon metalleihin kuuluvien lajien välillä. Näitä ovat muun muassa germanium, boori, antimoni, telluuri, pii.

esimerkit

Voidaan sanoa, että kovalenttisia sidoksia on kahta tyyppiä. Vaikka käytännössä näillä ei ole eroa niiden välillä, nämä ovat:

-Kun identtiset atomit muodostavat sidoksen.

-Kun kaksi eri atomia yhdistyvät muodostaen molekyylin.

Samojen atomien välillä

Niiden ei-polaaristen kovalenttisten sidosten tapauksessa, joita esiintyy kahden identtisen atomin välillä, kummankin elektronegatiivisuudella ei oikeastaan ​​ole merkitystä, koska ne ovat aina täsmälleen samat, joten ero elektronegatiivisuuksissa on aina nolla.

Tämä koskee kaasumaisia ​​molekyylejä, kuten vety, happi, typpi, fluori, kloori, bromi, jodi.

Kahden samanlaisen happiatomin ei-polaarinen kovalenttinen sidos.

Eri atomien välillä

Päinvastoin, kun ne ovat eri atomien välisiä liittoja, niiden sähkömahdollisuudet on otettava huomioon luokittelemalla ne polaarisiksi.

Näin on metaanimolekyylin kohdalla, jossa jokaisessa hiili-vety-sidoksessa muodostuva dipolimomentti poistetaan symmetria syistä. Tämä tarkoittaa varausten erottumisen puuttumista, jotta ne eivät voi olla vuorovaikutuksessa polaaristen molekyylien, kuten veden, kanssa, jolloin nämä molekyylit ja muut polaariset hiilivedyt ovat hydrofobisia.

Muut ei-polaariset molekyylit ovat: hiilitetrakloridi (CCI ₄), pentaania (C ₅ H ₁₂), etyleeni (C ₂ H ₄), hiilidioksidi (CO ₂), bentseeni (C ₆ H ₆) ja tolueenia (C ₇ H ₈).

Hiilidioksidin ei-polaarinen kovalenttinen sidos.

Viitteet

1. Bettelheim, FA, Brown, WH, Campbell, MK, Farrell, SO ja Torres, O. (2015). Johdanto yleiseen, orgaaniseen ja biokemiaan. Palautettu osoitteesta books.google.co.ve
2. LibreTexts. (SF). Kovalenttiset sidokset. Haettu osoitteesta chem.libretexts.org
3. Brown, W., Foote, C., Iverson, B., Anslyn, E. (2008). Orgaaninen kemia. Palautettu osoitteesta books.google.co.ve
4. ThoughtCo. (SF). Esimerkkejä polaarisista ja ei-polaarisista molekyyleistä. Haettu osoitteesta gondo.com
5. Joesten, MD, Hogg, JL ja Castellion, ME (2006). Kemian maailma: Essentials: Essentials. Palautettu osoitteesta books.google.co.ve
6. Wikipedia. (SF). Kovalenttisidos. Haettu osoitteesta en.wikipedia.org