Mi az a poláris kovalens kapcsolat? (példákkal)

egy poláris kovalens kötés kovalens kötés két atom között, ahol a kötést alkotó elektronok egyenetlen eloszlásúak.

Az elektromos dipólusok töltése kisebb, mint a teljes egység töltés, ezért részleges töltéseknek tekintendők, és delta plusz (δ +) és delta mínusz (δ-) jelöléssel (Boundless, 2016).

Mivel a pozitív és negatív töltések elválnak a kötésben, a poláris kovalens kötéssel rendelkező molekulák kölcsönhatásba lépnek más molekulák dipoljaival..

Ez dipol-dipol intermolekuláris erőket hoz létre közöttük (Helmenstine, Polar Bond definíció és példák, 2017).

Elektronegativitás és kötési polaritás

A kötés polaritását (amilyen mértékben poláris) határozza meg nagymértékben a kötött atomok relatív elektronegativitása..

Az elektronegativitást (χ) úgy definiáljuk, mint egy molekula atomjának kapacitását, vagy egy ionot, amely magához vonzza az elektronokat. Ezért közvetlen összefüggés van az elektronegativitás és a kötési polaritás között (Polar kovalens kötések, S.F.).

A kötés nem poláris, ha a csatolt atomok azonos vagy hasonló elektronegativitással rendelkeznek. Ha a csatolt atomok elektronegativitásai nem egyenlőek, azt mondhatjuk, hogy a kötés polarizálódik a legtöbb elektronegatív atom felé.

Egy olyan kötést, amelyben a B (χB) elektronegativitása nagyobb, mint például az A (χA) elektronegativitása, a legtöbb elektronegatív atom részleges negatív töltésével jelezzük:

A ^δ+-B ^δ-

Minél nagyobb az elektronegativitás értéke, annál nagyobb az atom erő, hogy vonzza a kötőelektronok párját.

Az 1. ábra az egyes szimbólumok elektronikailag érvényes értékeit mutatja az időszakos táblázatban.

Néhány kivételtől eltekintve, az elektronegativitások emelkednek, balról jobbra, egy időszakban, és csökkentik a fentről lefelé egy családban. (Elektronegativitás: Bond-típus osztályozása, S.F.).

Az elektronegativitások tájékoztatást adnak arról, hogy mi fog történni a kötőelektronok párjával, amikor két atom jön össze.

A poláris kovalens kötések akkor képződnek, amikor az érintett atomok elektronegativitása 0,5 és 1,7 között van.

A kötéselektronok párját leginkább vonzódó atom kissé negatívabb, míg a másik atom kissé pozitívabb, ha a molekulában egy dipolt hoz létre.

Minél nagyobb a különbség az elektronegativitásokban, a kötésben résztvevő atomok negatívabbak és pozitívabbak lesznek. (ELECTRONEGATIVITÁS ÉS POLAR COVALENT BONDING, S.F.).

A poláris kötések a tiszta kovalens kötés és a tiszta ionkötés közötti elválasztó vonal.

A tiszta kovalens kötések (nem poláris kovalens kötések) az atomok között egyenlően osztoznak az elektronok között.

Technikailag a nem-poláris csomópont csak akkor fordul elő, ha az atomok egymással azonosak (például H gáz₂ vagy Cl gáz₂), de a vegyészek az atomok közötti kapcsolatokat az elektronegativitás különbségével kevesebb, mint 0,4, nem poláros kovalens kötésként.

Például szén-dioxid (CO₂) és metán (CH₄) nem poláris molekulák.

Az ionos kötésekben a kötésben lévő elektronok lényegében egy atomnak adományoznak a másiknak (pl. NaCl).

Az atomok között ionos kötések jönnek létre, amikor az elektronegativitás közötti különbség nagyobb, mint 1,7. Az ionos kötések esetében nincsenek megosztva az elektronok, és az unió elektrosztatikus erőkkel történik.

Poláris kovalens kötések példái

A víz (H₂O) a poláris molekula legelegánsabb példája. Azt mondják, hogy a víz az univerzális oldószer, de ez nem jelenti azt, hogy mindent egyetemesen felold, de bősége miatt ideális oldószer a poláris anyagok feloldására (Helmenstine, 2017).

Az 1. ábrán látható értékek szerint az oxigén elektronegativitási értéke 3,44, míg a hidrogén elektronegativitása 2.10..

Az egyenlőtlenség az elektronok eloszlásában magyarázza a molekula hajlított alakját. A molekula "oxigén" oldala negatív nettó töltéssel rendelkezik, míg a két hidrogénatom (a másik oldalon) nettó pozitív töltéssel rendelkezik (3. ábra)..

A hidrogén-klorid (HCl) egy másik példa a molekulára, amely poláris kovalens kötéssel rendelkezik.

A klór a legtöbb elektronegatív atom, így a kötésben lévő elektronok szorosabban kapcsolódnak a klóratomhoz, mint a hidrogénatomhoz.

Egy dipolt képezünk, amelynek a klór oldala negatív nettó töltéssel és a hidrogén oldallal nettó pozitív töltéssel rendelkezik. A hidrogén-klorid egy lineáris molekula, mert csak két atom van, így nincs más geometria.

Az ammónia molekula (NH₃) és az aminok és amidok poláros kovalens kötéssel rendelkeznek a nitrogén, hidrogén és szubsztituens atomok között.

Ammónia esetében a dipol olyan, hogy a nitrogénatom negatívabb töltésű, mindhárom hidrogénatom a nitrogénatom egyik oldalán, pozitív töltéssel..

Az aszimmetrikus vegyületek poláris kovalens tulajdonságokkal rendelkeznek. Az elektronegativitási különbséggel rendelkező funkcionális csoportokkal rendelkező szerves vegyület polaritást mutat.

Például 1-klór-butánt (CH₃-CH₂-CH₂-CH₂Cl) részleges negatív töltést mutat a Cl-re és a részleges pozitív töltést a szénatomokra osztva. Ezt induktív hatásnak hívják (TutorVista.com, S.F.).

referenciák

1. (2016, augusztus 17.). Kovalens kötvények és egyéb kötvények és kölcsönhatások. Visszatérve a boundless.com oldalról.
2. ELEKTROMATÍVUS ÉS POLAR COVALENT BONDING. (S. F.). A dummies.com webhelyről helyreállították.
3. Elektronegativitás: A kötvénytípus osztályozása. (S. F.). A chemteam.info-ról származik.
4. Helmenstine, A. M. (2017. április 12.). Példák a poláris és nem poláris molekulákra. A gondolat.hu-ból származik.
5. Helmenstine, A. M. (2017. február 17.). Polárkötés-meghatározás és példák. A gondolat.hu-ból származik.
6. Polar kovalens kötvények. (S. F.). A saylordotorg.github.io.