Ei-polaariset kovalenttiset sidosominaisuudet, miten se muodostuu, tyypit

ei-polaarinen kovalenttinen sidos on kemiallisen sidoksen tyyppi, jossa kaksi atomia, joilla on samanlaiset elektronegativiteetit, jakavat elektroneja molekyylin muodostamiseksi. Se löytyy useista yhdisteistä, joilla on erilaiset ominaisuudet ja jotka ovat kahden kaasumaisen lajin muodostavan typpiatomin välillä (N₂) ja metaanikaasumolekyylin (CH₄) sekä monien muiden aineiden joukossa.

Tunnetaan elektronegatiivisuutena sille omaisuudelle omistamaan omaisuuteen, joka viittaa siihen, kuinka suuri tai pieni näiden atomilajien kyky houkutella sähköistä tiheyttä itselleen..

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

indeksi

• 1 Yleiset ominaisuudet
  • 1.1 Polariteetti ja symmetria
• 2 Miten ei-polaarinen kovalenttinen sidos muodostuu?
  • 2.1 Sääntely ja energia
• 3 Elementtien tyypit, jotka muodostavat ei-polaarisen kovalenttisen sidoksen
  • 3.1 Eri atomien ei-polaariset kovalenttiset sidokset
• 4 Esimerkkejä
• 5 Viitteet

Yleiset ominaisuudet

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

-Niiden atomit eivät ole sidoksissa polaarisiin sidoksiin.

-Siinä on polaariset tyypin linkit, mutta ne on suunnattu niin symmetrisesti, että kukin peruuttaa toisen dipolimomentin.

Samoin on suuri määrä aineita, joissa niiden molekyylit pysyvät toisiinsa yhdisteen rakenteessa joko nestemäisessä, kaasumaisessa tai kiinteässä faasissa.

Kun näin tapahtuu, se johtuu suurelta osin van der Waalsin ns. Voimista tai vuorovaikutuksista lämpötilan ja paineen olosuhteiden lisäksi, joihin kemiallinen reaktio suoritetaan..

Tällainen vuorovaikutus, joka esiintyy myös polaarisissa molekyyleissä, tapahtuu subatomisten hiukkasten, lähinnä elektronien liikkumisen vuoksi, kun ne liikkuvat molekyylien välillä.

Tämän ilmiön johdosta elektronit voivat kerääntyä kemikaalilajien yhteen päähän keskittymällä molekyylin tiettyihin alueisiin ja antamalla sille eräänlaisen osittaisen varauksen, joka tuottaa tiettyjä dipoleja ja tekee molekyylit pysyäkseen riittävän lähellä toisiaan. toinen toiselle.

Polariteetti ja symmetria

Tätä pientä dipolia ei kuitenkaan muodostu yhdisteisiin, joita sitovat ei-polaariset kovalenttiset sidokset, koska niiden elektronegativiteettien välinen ero on lähes nolla tai täysin nolla.

Jos molekyylejä tai sidoksia muodostuu kahdesta yhtäläisestä atomista, toisin sanoen kun niiden elektronegatiivisuudet ovat identtiset, niiden välinen ero on nolla.

Tässä mielessä joukkovelkakirjat luokitellaan ei-polaarisiksi kovalenteiksi, kun kahden liiton muodostavan atomin elektronegativiteettien ero on alle 0,5.

Päinvastoin, kun tämä vähennys johtaa arvoon, joka on välillä 0,5 - 1,9, sitä karakterisoidaan polaarisena kovalenttina. Kun tämä ero johtaa määrään, joka on suurempi kuin 1,9, sitä pidetään varmasti polaarisen luonteen sidoksena tai yhdisteenä.

Niinpä tämäntyyppiset kovalenttiset sidokset muodostuvat elektronien jakamisesta kahden atomin välillä, jotka tuottavat elektronisen tiheyden yhtä hyvin.

Tästä syystä tähän vuorovaikutukseen sisältyvien atomien luonteen lisäksi tämän tyyppisellä sidoksella yhdistetyt molekyylilajit ovat yleensä melko symmetrisiä ja siksi nämä liitot ovat yleensä melko vahvoja.

Miten ei-polaarinen kovalenttinen sidos muodostuu?

Yleensä kovalenttiset sidokset alkavat, kun atomien pari osallistuu elektroniparien jakamiseen tai kun elektronitiheyden jakauma esiintyy yhtä lailla molempien atomilajien välillä.

Lewisin malli kuvaa näitä liittoja vuorovaikutuksina, joilla on kaksi tarkoitusta: nämä kaksi elektronia ovat keskenään puuttuvien atomien parin kesken, ja samalla ne täyttävät kunkin ulkoisen energian tason (valenssikerroksen) ja myöntävät heille suurempi vakaus.

Koska tämäntyyppinen sidos perustuu sen muodostavien atomien välisten elektronegativiteettien eroon, on tärkeää tietää, että elementit, joilla on korkein elektronegatiivisuus (tai enemmän elektronegatiivisia), ovat ne, jotka houkuttelevat elektroneja voimakkaammin toisiaan kohti..

Tämä ominaisuus pyrkii kasvamaan jaksollisessa taulukossa vasemmassa ja oikeassa suunnassa ja nousevassa (alhaalta ylöspäin) suunnassa siten, että jakson taulukossa vähiten elektronegatiivisena pidetty elementti on francium (noin 0,7) ) ja korkein elektronegatiivisuus on fluori (noin 4,0).

Nämä sidokset ovat yleisimmin kahden ei-metalleihin kuuluvan atomin välillä tai ei-metallisen ja metalloidisen atomin välillä.

Sääntely ja energia

Sisäisemmästä näkökulmasta voidaan energia-vuorovaikutusten suhteen sanoa, että atomipari houkuttelee ja muodostaa sidoksen, jos tämä prosessi johtaa järjestelmän energian vähenemiseen.

Myös silloin, kun annetut olosuhteet aiheuttavat, että atomit, jotka ovat vuorovaikutuksessa, houkuttelevat, ne lähentyvät, jolloin sidos tuotetaan tai muodostetaan; niin kauan kuin tämä lähestymistapa ja sen jälkeinen liitto käsittävät konfiguraation, jolla on vähemmän energiaa kuin alkuperäinen järjestys, jossa atomit erotettiin.

Tapa, jolla atomilajit yhdistetään muodostamaan molekyylejä, kuvataan oktetisäännöllä, jota ehdotti Yhdysvaltain alkuperäisen fyysis-kemiallisen Gilbert Newton Lewisin avulla..

Tämä kuuluisa sääntö sanoo ensisijaisesti, että muulla atomilla kuin vetyllä on taipumus luoda sidoksia, kunnes sen ympärillä on kahdeksan elektronia valenssikuoressaan.

Tämä tarkoittaa, että kovalenttinen sidos syntyy, kun jokaisella atomilla ei ole tarpeeksi elektroneja täyttämään oktetinsa, jolloin he jakavat elektronit.

Tällä säännöksellä on poikkeukset, mutta yleisesti ottaen se riippuu linkin sisältämien elementtien luonteesta.

Elementtien tyypit, jotka muodostavat ei-polaarisen kovalenttisen sidoksen

Kun muodostetaan ei-polaarinen kovalenttinen sidos, kaksi saman elementin atomia tai eri elementtejä voidaan liittää elektronien jakamiseen niiden syrjäisimmistä energiatasoista, jotka ovat käytettävissä sidosten muodostamiseksi.

Kun tämä kemiallinen liitos tapahtuu, jokainen atomi pyrkii saamaan kaikkein vakaan elektronisen kokoonpanon, joka vastaa jalokaasuja. Niinpä jokainen atomi pyrkii tavallisesti hankkimaan lähimpän jalokaasun konfiguraation jaksollisessa taulukossa joko vähemmän tai enemmän elektroneja kuin sen alkuperäinen kokoonpano.

Joten, kun kaksi saman elementin atomia on liitetty muodostamaan ei-polaarinen kovalenttinen sidos, se johtuu siitä, että tämä liitto antaa heille vähemmän energistä konfiguraatiota ja siten vakaampaa.

Tämäntyyppinen yksinkertaisin esimerkki on vetykaasu (H₂), vaikka muut esimerkit ovat happikaasuja (O₂) ja typpeä (N₂).

Eri atomien ei-polaariset kovalenttiset sidokset

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

Ensimmäisessä tapauksessa ei-metalliset elementit koostuvat niistä, jotka kuuluvat jaksollisen taulukon valittuun ryhmään, kuten halogeenit (jodi, bromi, kloori, fluori), jalokaasut (radon, ksenon, krypton). , argon, neon, helium) ja muutamat muut, kuten rikki, fosfori, typpi, happi, hiili,.

Esimerkkinä näistä on hiilen ja vetyatomien liitto, joka perustuu useimpiin orgaanisiin yhdisteisiin.

Toisessa tapauksessa metalloidit ovat sellaisia, joilla on välimerkit epämetallien ja jaksollisen taulukon metalleihin kuuluvien lajien välillä. Näitä ovat muun muassa germanium, boori, antimoni, telluuri, pii.

esimerkit

Voidaan sanoa, että kovalenttisia sidoksia on kahdenlaisia, vaikka käytännössä niillä ei ole eroa niiden välillä. Nämä ovat:

-Kun identtiset atomit muodostavat sidoksen.

-Kun kaksi erilaista atomia muodostuu molekyylin muodostamiseksi.

Jos kyseessä on ei-polaarinen kovalenttinen sidos, joka esiintyy kahden identtisen atomin välillä, ei ole väliä kunkin elektroniikan kannalta, koska ne ovat aina täsmälleen samat, joten aina elektronegativiteettien ero on nolla.

Tämä koskee kaasumaisia ​​molekyylejä, kuten vetyä, happea, typpeä, fluoria, klooria, bromia, jodia.

Päinvastoin, kun ne ovat eri atomien välisiä liittoja, niiden elektronegatiivisuudet on otettava huomioon luokitellakseen ne ei-polaarisiksi.

Tämä koskee metaanimolekyyliä, jossa kussakin hiili-vety-sidoksessa muodostunut dipolimomentti perutaan symmetrian vuoksi. Tämä tarkoittaa latausten erottamisen puuttumista, joten ne eivät voi olla vuorovaikutuksessa polaaristen molekyylien, kuten veden kanssa, jolloin nämä molekyylit ja muut polaariset hiilivedyt hydrofobiset.

Muita ei-polaarisia molekyylejä ovat: hiilitetrakloridi (CCl)₄), pentaani (C₅H₁₂), eteeni (C₂H₄), hiilidioksidi (CO)₂), bentseeni (C₆H₆) ja tolueeni (C₇H₈).

viittaukset

1. Bettelheim, F. A., Brown, W.H., Campbell, M.K., Farrell, S.O. ja Torres, O. (2015). Johdatus yleiseen, orgaaniseen ja biokemiaan. Haettu osoitteesta books.google.co.ve
2. LibreTexts. (N.D.). Kovalenttiset sidokset. Haettu osoitteesta chem.libretexts.org
3. Brown, W., Foote, C., Iverson, B., Anslyn, E. (2008). Orgaaninen kemia. Haettu osoitteesta books.google.co.ve
4. ThoughtCo. (N.D.). Esimerkkejä polaarisista ja ei-polaarisista molekyyleistä. Haettu osoitteesta thinkco.com
5. Joesten, M.D., Hogg, J.L. ja Castellion, M.E. (2006). Kemia: Essentials: Essentials. Haettu osoitteesta books.google.co.ve