- kjennetegn
- Grad av polaritet
- Kjemiske elementer som har opprinnelse
- Polar og ionisk karakter
- Eksempler på polar kovalent binding
- CO
- HX
- Åh
- NH
- Stygg
- referanser
En polar kovalent binding er en dannet mellom to kjemiske elementer hvis elektronegativitetsforskjell er betydelig, men uten å nærme seg en rent ionisk karakter. Det er derfor en sterk mellomliggende interaksjon mellom de apolare kovalente bindinger og de ioniske bindinger.
Det sies å være kovalent fordi det i teorien er en lik deling av et elektronisk par mellom de to bundne atomene; det vil si at de to elektronene deles likt. E · atomet donerer et elektron, mens · X bidrar med det andre elektronet til å danne E: X eller EX kovalent binding.
I en polar kovalent binding deles ikke paret elektronene likt. Kilde: Gabriel Bolívar.
Imidlertid, som sett på bildet over, er de to elektronene ikke plassert i midten av E og X, noe som indikerer at de "sirkulerer" med samme frekvens mellom begge atomer; snarere de er nærmere X enn E. Dette betyr at X har tiltrukket paret elektronene mot seg selv på grunn av dets høyere elektronegativitet.
Siden elektronene i bindingen er nærmere X enn E, skapes rundt X et område med høy elektrontetthet, δ-; mens det i E dukker opp en elektronfattig region, δ +. Derfor har du en polarisering av elektriske ladninger: en polar kovalent binding.
kjennetegn
Grad av polaritet
Kovalente bindinger har veldig mange natur. De er til stede i praktisk talt alle heterogene molekyler og kjemiske forbindelser; siden det til slutt dannes når to forskjellige atomer E og X binder seg. Imidlertid er det kovalente bindinger mer polare enn andre, og for å finne ut av det, må man ty til elektronegativiteter.
Jo mer elektronegativ X er, og jo mindre elektronegativ E er (elektropositiv), vil den resulterende kovalente bindingen være mer polær. Den konvensjonelle måten å estimere denne polariteten på er gjennom formelen:
χ X - χ E
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 det være en polær binding. Derfor er det mulig å sammenligne graden av polaritet mellom flere EX-lenker. I tilfelle den oppnådde verdi er høyere enn 2, snakker vi om en ionisk binding, E + X - og ikke E δ + -X δ- .
Polariteten i EX-bindingen er imidlertid ikke absolutt, men avhenger av molekylære omgivelser; det vil si i et molekyl -EX-, hvor E og X danner kovalente bindinger med andre atomer, påvirker sistnevnte direkte nevnte grad av polaritet.
Kjemiske elementer som har opprinnelse
Selv om E og X kan være et hvilket som helst element, er det ikke alle som forårsaker polare kovalente bindinger. For eksempel, hvis E er et sterkt elektropositivt metall, slik som de alkaliske (Li, Na, K, Rb og Cs), og X en 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 derfor polære kovalente bindinger vanligvis finnes mellom to ikke-metalliske elementer; og i mindre grad mellom ikke-metalliske elementer og noen overgangsmetaller. Ser du på p-blokken i det periodiske systemet, har du mange alternativer for å danne disse typer kjemiske bindinger.
Polar og ionisk karakter
I store molekyler er det ikke veldig viktig å tenke på hvor polar en binding er; Disse er svært kovalente, og fordelingen av deres elektriske ladninger (der de elektronrike eller fattige regionene er) vekker mer oppmerksomhet enn å definere kovalensen av deres indre bindinger.
Imidlertid, med diatomiske eller små molekyler, er polariteten E 5 + -X 5- ganske relativt.
Dette er ikke et problem med molekyler dannet mellom ikke-metalliske elementer; Men når overgangsmetaller eller metalloider deltar, snakker vi ikke lenger bare om en polar kovalent binding, men om en kovalent binding med en viss ionisk karakter; og i tilfelle av overgangsmetaller, av en kovalent koordinasjonsbinding gitt dens natur.
Eksempler på polar kovalent binding
CO
Den kovalente binding mellom karbon og oksygen er polar, fordi de førstnevnte er mindre elektronegativ (χ C = 2,55) enn den andre (χ O = 3,44). Derfor, når vi ser på CO, C = O, eller CO - bindinger, vil vi vite at det er polære bindinger.
HX
Hydrogenhalogenider, HX, er ideelle eksempler for å forstå polarbinding i diatomiske molekyler. Ved å ta elektronegativiteten til hydrogen (χ H = 2.2), kan vi estimere hvor polare disse halogenidene er for hverandre:
-HF (HF), χ F (3,98) - χ H (2,2) = 1,78
HCI (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
-Hi (HI), χ I (2,66) - χ H (2,2) = 0,46
Merk at i henhold til disse beregningene er HF-bindingen den mest polare av alle. Hva som er dets ioniske karakter uttrykt i prosent, er en annen sak. Dette resultatet er ikke overraskende siden fluor er det mest elektronegative elementet av alle.
Når elektronegativiteten faller fra klor til jod, blir H-Cl, H-Br og HI-bindinger på samme måte mindre polære. HI-bindingen skal være ikke-polar, men den er faktisk polar og også veldig "sprø"; bryter lett.
Åh
OH-polare bindingen er kanskje den viktigste av alle: takket være den eksisterer livet, ettersom den samarbeider med dipolmomentet til vann. Hvis vi estimerer forskjellen mellom elektronegativitetene til oksygen og hydrogener, vil vi ha:
χ O (3,44) - χ H (2,2) = 1,24
Imidlertid vannmolekylet, H 2 O, er to av disse bindinger, HOH. Dette, og den kantete geometrien til molekylet og dets asymmetri, gjør det til en meget polær forbindelse.
NH
NH-bindingen er til stede i aminogruppene av proteiner. Gjenta samme beregning som vi har:
χ N (3,04) - χ H (2,2) = 0,84
Dette gjenspeiler at NH-bindingen er mindre polar enn OH (1,24) og FH (1,78).
Stygg
Fe-O-bindingen er viktig fordi oksydene finnes i jernmineraler. La oss se om det er mer polært enn HO:
χ O (3,44) - χ Fe (1,83) = 1,61
Det antas derfor med rette at Fe-O-bindingen er mer polær enn HO (1,24) -bindingen; eller hva er det samme som å si: Fe-O har en høyere ionisk karakter enn HO.
Disse beregningene brukes til å finne ut polaritetsgradene mellom forskjellige koblinger; men de er ikke tilstrekkelige til å bestemme om en forbindelse er ionisk, kovalent eller dets ioniske karakter.
referanser
- Whitten, Davis, Peck & Stanley. (2008). Kjemi (8. utg.). CENGAGE Læring.
- Shiver & Atkins. (2008). Uorganisk kjemi. (Fjerde utgave). Mc Graw Hill.
- Laura Nappi. (2019). Polare og ikke-polare kovalente obligasjoner: definisjoner og eksempler. Studere. Gjenopprettet fra: study.com
- Helmenstine, Anne Marie, Ph.D. (18. september 2019). Polar Bond Definisjon og eksempler (Polar Covalent Bond). Gjenopprettet fra: thoughtco.com
- Elsevier BV (2019). Polar kovalent bånd. Science. Gjenopprettet fra: sciencedirect.com
- Wikipedia. (2019). Kjemisk polaritet. Gjenopprettet fra: en.wikipedia.org
- Anonym. (05. juni 2019). Egenskaper ved polare kovalente obligasjoner. Kjemi LibreTexts. Gjenopprettet fra: chem.libretexts.org