POLÆR KOVALENT BINDING: KARAKTERISTIKA OG EKSEMPLER - KEMI

En polær kovalent binding er en dannet mellem to kemiske elementer, hvis elektronegativitetsforskel er betydelig, men uden at nærme sig et rent ionisk karakter. Det er derfor en stærk mellemliggende interaktion mellem de apolære kovalente bindinger og de ioniske bindinger.

Det siges at være kovalent, fordi der i teorien er en lige fordeling af et elektronisk par mellem de to bundne atomer; det vil sige, at de to elektroner deles lige. E · atomet donerer et elektron, mens · X bidrager med det andet elektron til at danne E: X eller EX kovalent binding.

I en polær kovalent binding deles elektronparret ikke lige. Kilde: Gabriel Bolívar.

Som det ses på billedet ovenfor, er de to elektroner imidlertid ikke placeret i midten af E og X, hvilket indikerer, at de "cirkulerer" med den samme frekvens mellem begge atomer; snarere er de tættere på X end E. Dette betyder, at X har tiltrukket paret af elektroner mod sig selv på grund af dets højere elektronegativitet.

Da bindingselektronerne er tættere på X end E, skabes der omkring X et område med høj elektrondensitet, δ-; mens der i E optræder et elektronfattigt område, 6 +. Derfor har du en polarisering af elektriske ladninger: en polær kovalent binding.

egenskaber

Grad af polaritet

Kovalente bindinger er meget rigelige i naturen. De er til stede i praktisk taget alle heterogene molekyler og kemiske forbindelser; da det i sidste ende dannes, når to forskellige atomer E og X binder. Der er dog kovalente bindinger mere polære end andre, og for at finde ud af det, må man ty til elektronegativiteter.

Jo mere elektronegativ X er, og jo mindre elektronegativ E er (elektropositiv), så vil den resulterende kovalente binding være mere polær. Den konventionelle måde at estimere denne polaritet er gennem formlen:

χ _X - χ _E

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

Hvis denne subtraktion eller subtraktion har værdier mellem 0,5 og 2, vil det være en polær binding. Derfor er det muligt at sammenligne graden af polaritet mellem flere EX-links. I tilfælde af at den opnåede værdi er højere end 2, taler vi om en ionisk binding, E ⁺ X ^- og ikke E ^{δ +} -X ^δ-.

Polariteten af EX-bindingen er imidlertid ikke absolut, men afhænger af de molekylære omgivelser; det vil sige i et molekyle -EX-, hvor E og X danner kovalente bindinger med andre atomer, har sidstnævnte direkte indflydelse på graden af polaritet.

Kemiske elementer, der stammer fra dem

Selvom E og X kan være et hvilket som helst element, forårsager ikke alle dem polære kovalente bindinger. For eksempel, hvis E er et stærkt elektropositivt metal, ligesom de alkaliske (Li, Na, K, Rb og Cs), og X er en halogen (F, Cl, Br og I), vil de have en tendens til at danne ioniske forbindelser (Na ⁺ Cl ^-) og ikke molekyler (Na-Cl).

Derfor findes polære kovalente bindinger normalt mellem to ikke-metalliske elementer; og i mindre grad mellem ikke-metalliske elementer og nogle overgangsmetaller. Ser man på p-blokken i den periodiske tabel, har du mange muligheder for at danne disse typer kemiske bindinger.

Polær og ionisk karakter

I store molekyler er det ikke meget vigtigt at tænke over, hvor polær en binding er; Disse er meget kovalente, og fordelingen af deres elektriske ladninger (hvor de elektronrige eller fattige regioner er) trækker mere opmærksomhed end at definere graden af kovalens af deres indre bindinger.

Dog med diatomiske eller små molekyler, hvilken polaritet E ^{δ +} -X ^δ- er ganske relativt.

Dette er ikke et problem med molekyler dannet mellem ikke-metalliske elementer; Men når overgangsmetaller eller metalloider deltager, taler vi ikke længere kun om en polær kovalent binding, men om en kovalent binding med en bestemt ionisk karakter; og i tilfælde af overgangsmetaller, af en kovalent koordinationsbinding i betragtning af dens art.

Eksempler på polær kovalent binding

CO

Den kovalente binding mellem carbon og oxygen er polær, fordi førstnævnte er mindre elektronegative (χ _C = 2,55) end den anden (χ _O = 3,44). Derfor, når vi ser på CO, C = O eller CO ^- bindinger, vil vi vide, at det er polære bindinger.

HX

Hydrogenhalogenider, HX, er ideelle eksempler til forståelse af polær binding i dine diatomiske molekyler. Ved at tage elektronregativiteten af brint (χ _H = 2.2) kan vi estimere, hvor polære disse halogenider er for hinanden:

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

HCI (H-CI), 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

Bemærk, at ifølge disse beregninger er HF-bindingen den mest polære af alle. Hvad der nu er dens ioniske karakter udtrykt i procent er en anden sag. Dette resultat er ikke overraskende, da fluor er det mest elektronegative element af alle.

Når elektronegativiteten falder fra klor til jod, bliver H-Cl, H-Br og HI-bindingerne ligeledes mindre polære. HI-bindingen skal være ikke-polær, men den er faktisk polær og også meget "sprød"; bryder let.

Oh

OH's polære binding er måske den vigtigste af alle: takket være den eksisterer der liv, da den samarbejder med vandets dipolmoment. Hvis vi estimerer forskellen mellem elektronegativiteten af ilt og hydrogeler, vil vi have:

χ _O (3,44) - χ _H (2,2) = 1,24

Imidlertid vandmolekylet, H ₂ O, har to af disse obligationer, HOH. Dette og molekylets vinkelgeometri og dets asymmetri gør det til en meget polær forbindelse.

NH

NH-bindingen er til stede i aminogrupperne af proteiner. Gentag den samme beregning, som vi har:

χ _N (3,04) - χ _H (2,2) = 0,84

Dette afspejler, at NH-bindingen er mindre polær end OH (1,24) og FH (1,78).

Grim

Fe-O-bindingen er vigtig, fordi dens oxider findes i jernmineraler. Lad os se, om det er mere polært end HO:

χ _O (3,44) - χ _Fe (1,83) = 1,61

Derfor antages det med rette, at Fe-O-bindingen er mere polær end HO (1,24) -bindingen; eller hvad er det samme som at sige: Fe-O har en højere ionisk karakter end HO.

Disse beregninger bruges til at finde ud af graden af polaritet mellem forskellige links; men de er ikke tilstrækkelige til at bestemme, om en forbindelse er ionisk, kovalent eller dens ioniske karakter.

Referencer

Whitten, Davis, Peck & Stanley. (2008). Kemi (8. udgave). CENGAGE Læring.
Shiver & Atkins. (2008). Uorganisk kemi. (Fjerde udgave). Mc Graw Hill.
Laura Nappi. (2019). Polære og ikke-polære kovalente obligationer: Definitioner og eksempler. Undersøgelse. Gendannes fra: study.com
Helmenstine, Anne Marie, ph.d. (18. september 2019). Polar Bond Definition og eksempler (Polar Covalent Bond). Gendannes fra: thoughtco.com
Elsevier BV (2019). Polær kovalent binding. ScienceDirect. Gendannes fra: sciencedirect.com
Wikipedia. (2019). Kemisk polaritet. Gendannet fra: en.wikipedia.org
Anonym. (05. juni 2019). Egenskaber ved polære kovalente obligationer. Kemi LibreTexts. Gendannes fra: chem.libretexts.org

POLÆR KOVALENT BINDING: KARAKTERISTIKA OG EKSEMPLER - KEMI - 2025