Polar kovalente koblingskarakteristikker og eksempler

EN Polar kovalent binding Det er den som dannes mellom to kjemiske elementer hvis elektronegativitetsforskjell er betydelig, men uten å nærme seg en rent ionisk karakter. Det er således et mellomliggende sterkt samspill mellom apolare kovalente bindinger og ioniske koblinger.

Det sies at det er kovalent fordi det i teorien er en rettferdig deling av et elektronisk par mellom de to koblede atomer; det vil si at de to elektronene deles likt. Atom E · donerer et elektron, mens · x gir det andre elektronet for å danne den kovalente bindingen E: x eller e-x.

I en polar kovalent binding deles ikke elektronens par rettferdig. Kilde: Gabriel Bolívar.

Som det fremgår av det overordnede bildet, er de to elektronene imidlertid ikke lokalisert i midten av E og X, noe som indikerer at de "sirkulerer" med samme frekvens mellom begge atomene; men er nærmere x enn e. Dette betyr at X har tiltrukket seg paret med elektroner for seg selv på grunn av dets større elektronegativitet.

Å være elektronene til lenken nærmere x enn e, rundt x et område med høy elektronisk tetthet opprettes, Δ-; Mens det i E en dårlig region vises i elektroner, Δ+. Derfor er det en polarisering av elektriske ladninger: en polar kovalent binding.

[TOC]

Kjennetegn

Polaritetsgrader

Kovalente bånd er veldig rikelig i naturen. De er praktisk talt til stede i alle heterogene molekyler og kjemiske forbindelser; Siden det tross alt dannes det når to forskjellige atomer E og X er koblet sammen. Imidlertid er det mer polare kovalente bindinger enn andre, og for å finne ut at du må ty til elektronegativiteter.

Hvor mye mer elektronegativ er x, og mindre elektronegativ e (elektropositiv), da vil den resulterende kovalente bindingen være mer polar. Den konvensjonelle modusen for å estimere denne polariteten er gjennom formelen:

Kan tjene deg: natriumborhydrid (NABH4): struktur, egenskaper, bruk

χ_X - χ_OG

Hvor χ er elektronegativiteten til hvert atom i henhold til Pauling -skalaen.

Hvis denne subtraksjonen eller subtraksjonen har verdier mellom 0,5 og 2, vil den være en polar lenke. Derfor er det mulig å sammenligne graden av polaritet mellom flere E-X-lenker. I tilfelle verdien som er oppnådd er høyere enn 2, er det snakk om en ionisk kobling, og⁺X^- Og det er det ikke^Δ+-X^Δ-.

Polariteten til E-X-koblingen er imidlertid ikke absolutt, men avhenger av molekylære miljøer; Det vil si at i et molekyl -e-x-, der E og X danner kovalente bindinger med andre atomer, påvirker sistnevnte direkte den polaritetsgraden.

Kjemiske elementer som stammer fra dem

Mens E og X kan være noe element, er ikke alle stammer fra polare kovalente bindinger. For eksempel, hvis E er et sterkt elektropositivt metall, for eksempel alkalisk (Li, Na, K, RB og CS) og x et halogen (F, Cl, BR og I), vil de ha en tendens til å danne ioniske forbindelser (Na⁺Cl^-) og ikke molekyler (NA-CL).

Det er grunnen til at polare kovalente bindinger vanligvis er mellom to ikke -metalliske elementer; og i mindre grad, mellom ikke -metalliske elementer og noen overgangsmetaller. Ser blokken p Fra det periodiske tabellen er det mange alternativer for å danne denne typen kjemiske koblinger.

Polar og ionisk karakter

I store molekyler er det ikke viktig å tenke på hvor polar en kobling er; Disse er svært kovalente, og fordelingen av deres elektriske ladninger (hvor er de rike eller fattige områdene i elektroner) er mer oppmerksomhet til å definere graden av kovalens av deres interne koblinger.

Kan tjene deg: gasskromatografi

Imidlertid, med diatomiske eller små molekyler, sa polaritet og^Δ+-X^Δ- Det er ganske relativt.

Dette er ikke et problem med molekylene som er dannet mellom ikke -metalliske elementer; Men når overgang eller metalloidmetaller deltar, er det ikke lenger bare å snakke om en polar kovalent binding, men om en kovalent bånd med en viss ionisk karakter; og i tilfelle av overgangsmetaller, av en kovalent koordinasjonslenke gitt naturen til det samme.

Polar kovalente bindingseksempler

Co

Den kovalente bindingen mellom karbon og oksygen er polar, fordi den første er mindre elektronegativ (χ_C = 2,55) at det andre (χ_ENTEN = 3.44). Derfor, når vi ser koblingene c-o, c = o o c-o^-, Vi vil vite at de er polare lenker.

H-X

Hydrogenhalogenider, Hx, er ideelle eksempler for å forstå polarbindingen i deres diatomiske molekyler. Har hydrogenelektronegativitet (χ_H = 2.2), kan vi estimere hvor polar disse halogenuroene er:

-HF (H-F), χ_F (3.98) - χ_H (2,2) = 1,78

-HCl (H-CL), χ_Cl (3,16) - χ_H (2,2) = 0,96

-HBR (H-BR), χ_Br (2.96) - χ_H (2,2) = 0,76

-Hei (h-i), χ_Yo (2.66) - χ_H (2,2) = 0,46

Merk at i henhold til disse beregningene er H-F-lenken den mest polare av alle. Nå, det som er den ioniske karakteren uttrykt i prosent, er et annet tema. Dette resultatet er ikke overraskende fordi fluor er det mest elektronegative elementet av alle.

Når elektronegativiteten går ned fra klor til jod, blir H-CL, H-BR og H-I-koblingene mindre polar. H-I-koblingen skal være apolar, men i virkeligheten er den polar og også veldig "sprø"; bryter lett.

Kan tjene deg: kvikksølvhydroksid: struktur, egenskaper, bruksområder, risikoer

ÅH

Den polare O-H-koblingen er kanskje den viktigste av alt: takket være ham er det liv, fordi han samarbeider med dipolmomentet i vannet. Hvis vi estimerer forskjellen mellom elektronegativitetene til oksygen og hydrogener vil vi ha:

χ_ENTEN (3.44) - χ_H (2,2) = 1,24

Imidlertid vannmolekylet, h₂Eller, den har to av disse koblingene, h-o-h. Dette, og vinkelgeometrien til molekylet og dets asymmetri, gjør det til en meget polær forbindelse.

N-H

N-H-koblingen er til stede i aminogruppene av proteiner. Gjenta den samme beregningen vi har:

χ_N (3.04) - χ_H (2,2) = 0,84

Dette gjenspeiler at N-H-koblingen er mindre polar enn O-H (1,24) og F-H (1,78).

Stygg

Fe-O-lenken er viktig fordi oksydene deres finnes i jernmineraler. La oss se om det er mer polart enn H-O:

χ_ENTEN (3.44) - χ_Tro (1,83) = 1,61

Herfra er det med rette antatt at Fe-O-koblingen er mer polar enn H-O-lenken (1,24); eller hva er det samme som å si: Fe-O har større ionisk karakter enn H-O.

Disse beregningene tjener til å vises graden av polaritet mellom flere koblinger; Men de er ikke nok til å styre om en forbindelse er ionisk, kovalent eller dens ioniske karakter.

Referanser

1. Whitten, Davis, Peck & Stanley. (2008). Kjemi. (8. utg.). Cengage Learning.
2. Shiver & Atkins. (2008). Uorganisk kjemi. (Fjerde utgave). Mc Graw Hill.
3. Laura Nappi. (2019). Polare og ikke -polare kovalente bindinger: Definisjoner og eksempel. Studere. Gjenopprettet fra: Studie.com
4. Helmestine, Anne Marie, PH.D. (18. september 2019). Polar Bond Definisjon og eksempel (Polar Covalent Bond). Gjenopprettet fra: Thoughtco.com
5. Elsevier f.V.(2019). Polar kovalent binding. Scientedirect. Hentet fra: Scientedirect.com
6. Wikipedia. (2019). Kjemisk polaritet. Hentet fra: i.Wikipedia.org
7. Anonym. (5. juni 2019). Egenskaper for polare kovalente bindinger. Kjemi librettexts. Gjenopprettet fra: Chem.Librettexts.org