POLAARINEN KOVALENTTINEN SIDOS: OMINAISUUDET JA ESIMERKIT - KEMIA - 2026

Polaarinen kovalenttinen sidos on muodostuu kahden alkuaineita, joiden elektronegatiivisuus ero on merkittävä, mutta ilman lähestyy puhtaasti ioninen luonne. Siksi se on vahva välivuorovaikutus apolaaristen kovalenttisten sidosten ja ionisten sidosten välillä.

Sen sanotaan olevan kovalentti, koska teoriassa kahden sidotun atomin välillä elektroninen pari on jaettu tasapuolisesti; toisin sanoen, kaksi elektronia jaetaan tasan. E · -atomi luovuttaa elektronin, kun taas · X myötävaikuttaa toiseen elektroniin muodostaen kovalenttisen sidoksen E: X tai EX.

Polaarisessa kovalenttisessa sidoksessa elektroniparia ei ole jaettu tasaisesti. Lähde: Gabriel Bolívar.

Kuitenkin, kuten yllä olevasta kuvasta nähdään, kaksi elektronia eivät sijaitse E: n ja X: n keskellä, mikä osoittaa, että ne "kiertävät" samalla taajuudella molempien atomien välillä; pikemminkin ne ovat lähempänä X: ää kuin E. Tämä tarkoittaa, että X on houkutellut elektroniparia itseään kohti korkeamman elektronegatiivisuutensa vuoksi.

Koska sidoksen elektronit ovat lähempänä X: ää kuin E: tä, X: n ympärille syntyy alue, jolla on suuri elektronitiheys, δ-; kun taas E: ssä ilmenee elektronien huono alue, δ +. Siksi sinulla on sähkövarausten polarisaatio: polaarinen kovalenttinen sidos.

ominaisuudet

Napaisuusaste

Kovalenttisidokset ovat luonteeltaan erittäin runsaasti. Niitä on läsnä käytännössä kaikissa heterogeenisissä molekyyleissä ja kemiallisissa yhdisteissä; koska lopulta se muodostuu, kun kaksi erilaista atomia E ja X sitoutuvat. On kuitenkin kovalenttisia sidoksia, jotka ovat napaisempia kuin toiset, ja sen selvittämiseksi on turvauduttava elektronegatiivisuuksiin.

Mitä elektronegatiivisempi X on ja mitä vähemmän sähköä negatiivinen E on (sähköopositiivinen), niin tuloksena oleva kovalenttinen sidos on polaarisempi. Tavanomainen tapa arvioida tämä polaarisuus on seuraavan kaavan avulla:

χ _X - χ _E

Missä χ on kunkin atomin elektronegatiivisuus Paulingin asteikon mukaan.

Jos tämän vähennys- tai vähennyslaskun arvot ovat välillä 0,5 - 2, niin se on polaarinen sidos. Siksi on mahdollista verrata napaisuusastetta useiden EX-linkkien välillä. Jos saatu arvo on suurempi kuin 2, puhumme ionisesta sidoksesta, E ⁺ X ^- eikä E ^{δ +} -X ^δ-.

EX-sidoksen polaarisuus ei kuitenkaan ole absoluuttinen, vaan riippuu molekyylin ympäristöstä; ts. molekyylissä -EX-, jossa E ja X muodostavat kovalenttiset sidokset muiden atomien kanssa, jälkimmäiset vaikuttavat suoraan mainittuun polaarisuusasteeseen.

Ne kemialliset alkuaineet

Vaikka E ja X voivat olla mitä tahansa elementtejä, eivät kaikki niistä aiheuta polaarisia kovalenttisia sidoksia. Esimerkiksi, jos E on erittäin sähköpositiivinen metalli, kuten emäksiset (Li, Na, K, Rb ja Cs), ja X on halogeeni (F, Cl, Br ja I), niillä on taipumus muodostaa ioniyhdisteitä (Na ⁺ Cl ^-) eikä molekyylejä (Na-Cl).

Siksi polaariset kovalenttiset sidokset löytyvät yleensä kahden ei-metallisen elementin väliin; ja vähemmässä määrin ei-metallisten elementtien ja joidenkin siirtymämetallien välillä. Tarkasteltaessa jaksollisen taulukon p-lohkoa, sinulla on monia vaihtoehtoja muodostaa tämäntyyppisiä kemiallisia sidoksia.

Polaarinen ja ioninen merkki

Suurissa molekyyleissä ei ole kovin tärkeää ajatella kuinka polaarinen sidos on; Nämä ovat erittäin kovalenttisia, ja niiden sähkövarausten jakautumiseen (missä elektronirikkaat tai köyhät alueet ovat) kiinnitetään enemmän huomiota kuin niiden sisäisten sidosten kovalenssiasteen määrittämiseen.

Kuitenkin kaksiatomiseksi tai pienten molekyylien, mainittu napaisuus E ^{δ +} X ^δ- on varsin suhteellinen.

Tämä ei ole ongelma ei-metallisten elementtien väliin muodostettujen molekyylien kanssa; Mutta kun siirtymämetallit tai metalloidit osallistuvat, emme puhu enää vain polaarisesta kovalenttisesta sidoksesta, vaan kovalenttisesta sidoksesta, jolla on tietty ioninen luonne; ja siirtymämetallien tapauksessa kovalenttinen koordinaatiosidos sen luonteesta johtuen.

Esimerkkejä polaarisesta kovalenttisesta sidoksesta

CO

Kovalenttinen sidos hiilen ja hapen välillä on polaarinen, koska edellinen on vähemmän sähköä negatiivinen (χ _C = 2,55) kuin toinen (χ _O = 3,44). Siksi kun katsomme CO, C = O tai CO ^- joukkovelkakirjoja, me tiedämme, että he ovat polaarisia joukkovelkakirjoja.

HX

Vetyhalogenidit, HX, ovat ihanteellisia esimerkkejä pilaarisen sidoksen ymmärtämiseksi piimaan sisäisissä molekyyleissä. Ottamalla vedyn elektronegatiivisuus (χ _H = 2,2) voimme arvioida kuinka polaariset nämä halogenidit ovat toisiinsa:

-HF (HF), χ _F (3,98) - χ _H (2,2) = 1,78

HCl: lla (H-Cl), χ _CI (3,16) - χ _H (2,2) = 0,96

-HBr (H-Br), χ _Br (2,96) - χ _H (2,2) = 0,76

-HI (HI), _I (2,66) - + _H (2,2) = 0,46

Huomaa, että näiden laskelmien mukaan HF-sidos on napaisin kaikista. Nyt mikä on sen ioninen luonne prosentteina ilmaistuna, on toinen asia. Tämä tulos ei ole yllättävää, koska fluori on kaikkein elektronegatiivinen elementti.

Kun elektronegatiivisuus laskee kloorista jodiksi, myös H-Cl-, H-Br- ja HI-sidokset muuttuvat vähemmän polaarisiksi. HI-sidoksen tulisi olla ei-polaarinen, mutta se on itse asiassa polaarinen ja myös hyvin "hauras"; murtuu helposti.

vai niin

OH-polaarinen sidos on ehkä kaikkein tärkein: sen ansiosta elämä on olemassa, koska se toimii yhdessä veden dipolimomentin kanssa. Jos arvioimme hapen ja vedyn elektronegatiivisuuksien eron, meillä on:

χ _O (3,44) - χ _H (2,2) = 1,24

Kuitenkin, vesi molekyyli, H ₂ O, on kaksi näiden sidosten, HOH. Tämä ja molekyylin kulmageometria ja sen epäsymmetria tekevät siitä erittäin polaarisen yhdisteen.

NH

NH-sidos on läsnä proteiinien aminoryhmissä. Toistamalla sama laskelma kuin meillä:

' _N (3,04) -' _H (2,2) = 0,84

Tämä heijastaa sitä, että NH-sidos on vähemmän polaarinen kuin OH (1,24) ja FH (1,78).

Ruma

Fe-O-sidos on tärkeä, koska sen oksidit löytyvät rauta mineraaleista. Katsotaan, onko se napaisempaa kuin HO:

χ _O (3,44) - χ _Fe (1,83) = 1,61

Siksi oletetaan oikeutetusti, että Fe-O-sidos on polaarisempi kuin HO (1,24) -sidos; tai mikä on samaa kuin sanonta: Fe-O: lla on korkeampi ioninen merkki kuin HO: lla.

Näitä laskelmia käytetään selvittämään napojen asteet eri linkkien välillä; mutta ne eivät riitä määrittämään, onko yhdiste ioninen, kovalentti vai sen ioninen luonne.

Viitteet

1. Whitten, Davis, Peck ja Stanley. (2008). Kemia (8. painos). CENGAGE -oppiminen.
2. Shiver ja Atkins. (2008). Epäorgaaninen kemia. (Neljäs painos). Mc Graw Hill.
3. Laura Nappi. (2019). Polaariset ja ei-polaariset kovalenttiset joukot: määritelmät ja esimerkit. Tutkimus. Palautettu osoitteesta study.com
4. Helmenstine, tohtori Anne Marie (18. syyskuuta 2019). Polaarisen joukkovelkakirjan määritelmä ja esimerkit (polaarinen kovalenttinen joukkovelkakirjalaina). Palautettu osoitteesta: gondo.com
5. Elsevier BV (2019). Polar-kovalenttinen joukkovelkakirjalaina. ScienceDirect. Palautettu osoitteesta: sciencedirect.com
6. Wikipedia. (2019). Kemiallinen napaisuus. Palautettu osoitteesta: en.wikipedia.org
7. Anonyymi. (5. kesäkuuta 2019). Polar-kovalenttisten joukkovelkakirjojen ominaisuudet. Kemia LibreTexts. Palautettu osoitteesta: chem.libretexts.org