Mikä on Polar-kovalenttinen linkki? (esimerkkien kanssa)

polaarinen kovalenttinen sidos on kovalenttinen sidos kahden atomin välillä, jossa sidokset muodostavat elektronit ovat epätasaisesti jakautuneet.

Sähköisten dipolien varaus on pienempi kuin täydellinen yksikköhinta, joten niitä pidetään osittaisinä latauksina ja ne on merkitty delta plus (δ +) ja delta miinus (δ-) (Boundless, 2016).

Koska positiiviset ja negatiiviset varaukset erotetaan sidoksessa, molekyylit, joissa on polaarisia kovalenttisia sidoksia, ovat vuorovaikutuksessa dipolien kanssa muissa molekyyleissä.

Tämä tuottaa dipoli-dipoli-molekyylien välisiä voimia niiden välillä (Helmenstine, Polar Bond -määritys ja esimerkit, 2017).

Elektronegatiivisuus ja sitova napaisuus

Sidoksen polaarisuus (aste, johon se on polaarinen) määräytyy suurelta osin sidottujen atomien suhteellisilla elektronegativiteeteilla.

Elektronegatiivisuus (χ) määritellään molekyylin atomin kapasiteetiksi tai ioniksi, joka houkuttelee elektroneja itselleen. Siksi on suora korrelaatio elektronegatiivisuuden ja sidospolariteetin välillä (Polar Kovalenttiset Bonds, S.F.).

Sidos on ei-polaarinen, jos liitetyillä atomeilla on samat tai samankaltaiset elektronegativiteetit. Jos liitettyjen atomien elektronegativiteetit eivät ole yhtäläisiä, voidaan sanoa, että sidos polarisoidaan kohti elektronegatiivisinta atomia.

Esimerkiksi sidos, jossa B: n ()B) elektronegativiteetti on suurempi kuin A: n (χA) elektronegativiteetti, osoitetaan osittain negatiivisella varauksella eniten elektronegatiiviselle atomille:

^δ+-B ^δ-

Mitä suurempi elektronegatiivisuuden arvo on, sitä suurempi on atomin voima houkutella pari sitovia elektroneja.

Kuvio 1 esittää eri elementtien elektronisoitumisarvot jaksollisen taulukon jokaisen symbolin alla.

Eräitä poikkeuksia lukuun ottamatta elektronisoituminen lisääntyy, vasemmalta oikealle, jakson aikana ja pienenee ylhäältä alas perheessä. (Elektronegatiivisuus: luokitus Bond Type, S.F.).

Elektronegativiteetit antavat tietoa siitä, mitä tapahtuu sitovien elektronien parille, kun kaksi atomia tulee yhteen.

Polaariset kovalenttiset sidokset muodostuvat, kun mukana olevilla atomeilla on elektronegativiteetin ero välillä 0,5 - 1,7.

Aatomi, joka houkuttelee voimakkaimmin sidoselektronien paria, on hieman negatiivisempi, kun taas toinen atomi on hieman positiivisempi, jolloin molekyylissä muodostuu dipoli.

Mitä suurempi ero elektronegativiteeteissa, joukkoon liittyvät atomit ovat negatiivisempia ja positiivisempia. (ELECTRONEGATIVITY JA POLAR COVALENT BONDING, S.F.).

Polaariset sidokset ovat puhtaan kovalenttisen sidoksen ja puhtaan ionisen sidoksen välinen jakolinja.

Puhtaat kovalenttiset sidokset (ei-polaariset kovalenttiset sidokset) jakavat elektronien paria tasaisesti atomien välillä.

Teknisesti ei-polaarinen liitos tapahtuu vain, kun atomit ovat identtisiä toistensa kanssa (esimerkiksi kaasu H₂ tai Cl-kaasu₂), mutta kemistit pitävät atomien välistä sidosta, jonka elektronegatiivisuusero on alle 0,4, ei-polaariseksi kovalenttiseksi sidokseksi.

Esimerkiksi hiilidioksidi (CO₂) ja metaani (CH₄) ovat ei-polaarisia molekyylejä.

Ionisidoksissa sidoksen elektronit luovutetaan olennaisesti yhdelle atomille toisella (esim. NaCl).

Ionisidokset muodostuvat atomien välillä, kun niiden välinen elektronegativiteetin ero on suurempi kuin 1,7. Ionisidosten tapauksessa elektronien jakaminen ei ole ja liitos tapahtuu sähköstaattisilla voimilla.

Esimerkkejä polaarisista kovalenttisista sidoksista

Vesi (H₂O) on klassisin esimerkki polaarisesta molekyylistä. Sanotaan, että vesi on yleinen liuotin, mutta tämä ei tarkoita sitä, että se liuottaa kaiken kaikkiaan, mutta sen runsauden vuoksi se on ihanteellinen liuotin polaaristen aineiden liuottamiseen (Helmenstine, 2017).

Kuvion 1 arvojen mukaan hapen elektronegatiivisuusarvo on 3,44, kun taas vedyn elektronegatiivisuus on 2,10..

Epäyhtenäisyys elektronien jakautumisessa selittää molekyylin taivutetun muodon. Molekyylin "hapen" puolella on negatiivinen nettovara, kun taas kahdella vetyatomilla (toisella "puolella") on netto positiivinen varaus (kuvio 3)..

Vety- kloridi (HCl) on toinen esimerkki molekyylistä, jolla on polaarinen kovalenttinen sidos.

Kloori on kaikkein elektronegatiivisin atomi, joten sidoksen elektronit liittyvät läheisemmin klooriatomiin kuin vetyatomiin.

Dipoli muodostetaan, kun klooripuolella on negatiivinen nettovara ja vetypuolella on positiivinen nettovaraus. Vetykloridi on lineaarinen molekyyli, koska siinä on vain kaksi atomia, joten mikään muu geometria ei ole mahdollista.

Ammoniakkimolekyyli (NH₃) ja amiinit ja amidit ovat polaarisia kovalenttisia sidoksia typen, vety- ja substituenttiatomien välillä.

Ammoniakin tapauksessa dipoli on sellainen, että typpiatomi latautuu negatiivisemmin, ja kaikki kolme vetyatomia ovat kaikki typpiatomin toisella puolella positiivisella varauksella.

Epäsymmetrisillä yhdisteillä on polaarisia kovalenttisia ominaisuuksia. Orgaaninen yhdiste, jolla on funktionaalisia ryhmiä, joilla on elektronegatiivisuusero, osoittaa polariteetin.

Esimerkiksi 1-klooributaani (CH₃-CH₂-CH₂-CH₂Cl) osoittaa osittaisen negatiivisen varauksen Cl: lle ja osittaisen positiivisen varauksen, joka on jakautunut hiiliatomeihin. Tätä kutsutaan induktiiviseksi vaikutukseksi (TutorVista.com, S.F.).

viittaukset

1. (2016, 17. elokuuta). Kovalenttiset joukkovelkakirjat ja muut joukkovelkakirjat ja vuorovaikutukset. Palautettu osoitteesta boundless.com.
2. SÄHKÖISYYS JA POLARIN KOKONAISUUS. (S.F.). Palautettu osoitteesta dummies.com.
3. Elektronegatiivisuus: Bond Type -luokituksen luokittelu. (S.F.). Haettu osoitteesta chemteam.info.
4. Helmenstine, A. M. (2017, huhtikuu 12). Esimerkkejä polaarisista ja ei-polaarisista molekyyleistä. Haettu osoitteesta thinkco.com.
5. Helmenstine, A. M. (2017, 17. helmikuuta). Polar Bond -määritelmä ja esimerkit. Haettu osoitteesta thinkco.com.
6. Polar Kovalenttiset joukkovelkakirjat. (S.F.). Palautettu saylordotorg.github.io.