- A nem poláris kovalens kötés általános jellemzői
- Polaritás és szimmetria
- Hogyan alakul ki a nem poláris kovalens kötés?
- Rendelés és energia
- A nem poláris kovalens kötést alkotó elemek típusai
- Különböző atomok nem poláris kovalens kötései
- Példák
- Azonos atomok között
- A különböző atomok között
- Irodalom
A nem poláris kovalens kötés egy olyan kémiai kötés egy típusa, amelyben két atom, amelyek hasonló elektronegativitással rendelkeznek, elektronokat osztoznak molekulát képezve.
Ez a fajta kötés található nagyszámú vegyületek, amelyek eltérő tulajdonságokkal, hogy között található a két nitrogénatom, hogy alkotják a gáz halmazállapotú anyaggal (N 2), és a között a szén- és hidrogénatomokat tartalmaz, hogy tartsa a metángázt molekula együtt. (CH 4), például.
A metán nem poláris kovalens kötése. A CNX OpenStax, a Wikimedia Commons segítségével
A kémiai elemek tulajdonságainak elektronegativitásaként ismert, amely arra utal, hogy ezeknek az atomfajoknak milyen nagy vagy kicsi az a képessége, hogy vonzzák egymáshoz az elektron sűrűségét.
A nem poláris kovalens kötések polaritása az atomok elektronegativitásában kevesebb mint 0,4-nél különbözik (a Pauling-skála jelzi). Ha nagyobb, mint 0,4 és kevesebb, mint 1,7, akkor poláris kovalens kötés lenne, míg ha 1,7-nél nagyobb lenne, akkor ionkötés lenne.
Meg kell jegyezni, hogy az atomok elektronegativitása csak azokat írja le, amelyek kémiai kötésben vesznek részt, vagyis amikor egy molekula részei.
A nem poláris kovalens kötés általános jellemzői
A "nem poláris" kifejezés azokat a molekulákat vagy kötéseket jellemzi, amelyek nem mutatnak polaritást. Ha egy molekula nem poláris, akkor két dolgot jelenthet:
- Az atomjait nem kötik poláris kötések.
- Vannak poláris típusú kötések, de ezek olyan szimmetrikusan vannak orientálva, hogy mindegyik törli a másik dipólmomentumát.
Jacek FH, a Wikimedia Commonsból
Hasonlóképpen, nagyon sok olyan anyag van, amelyekben molekuláik egymással kapcsolatban maradnak a vegyület szerkezetében, akár folyadék-, akár gáz-, akár szilárd fázisban.
Amikor ez megtörténik, nagyrészt az úgynevezett van der Waals erőknek vagy kölcsönhatásoknak köszönhető, amellett, hogy a hőmérsékleti és a nyomási körülményeket a kémiai reakció zajlik.
Az ilyen típusú kölcsönhatások, amelyek a poláris molekulákban is előfordulnak, a szubatomi részecskék, elsősorban az elektronok mozgatása miatt fordulnak elő, amikor molekulák között mozognak.
Ennek a jelenségnek a következménye miatt az elektronok a kémiai fajok egyik végén felhalmozódhatnak, a molekula meghatározott területeire koncentrálódva és egyfajta részleges töltést adva, bizonyos dipólokat generálva, és a molekulák meglehetősen közel állnak egymáshoz. egymásra.
Polaritás és szimmetria
Ez a kis dipólus azonban nem alakul ki nem poláris kovalens kötésekkel kapcsolt vegyületekben, mivel az elektronegativitások közötti különbség gyakorlatilag nulla vagy teljesen nulla.
Két azonos atomból álló molekulák vagy kötések esetében, vagyis amikor ezek elektronegativitása azonos, akkor a különbség nulla.
Ebben az értelemben a kötéseket nem poláris kovalensnek kell besorolni, ha a kötést alkotó két atom közötti elektronegativitások közötti különbség kisebb, mint 0,5.
Éppen ellenkezőleg, ha ez a kivonás 0,5 és 1,9 közötti értéket eredményez, akkor azt poláris kovalensként jellemezzük. Míg ha ez a különbség 1,9-nél nagyobb számot eredményez, akkor határozottan kötésnek vagy poláris jellegű vegyületnek tekintjük.
Tehát az ilyen típusú kovalens kötések az atomok elektronok megosztása révén jönnek létre, amelyek egyenlően feladják az elektronok sűrűségét.
Ezért az ebben a kölcsönhatásban részt vevő atomok természetén kívül az ilyen típusú kötés által összekapcsolt molekuláris fajok általában szimmetrikusak, és ezért ezek a kötések általában meglehetősen erősek.
Hogyan alakul ki a nem poláris kovalens kötés?
Általában a kovalens kötések akkor keletkeznek, amikor egy atompár részt vesz az elektronpárok megosztásában, vagy amikor az elektronok sűrűsége eloszlása egyenlő mindkét atomfaj között.
A Lewis-modell ezeket az uniókat kettős célú interakciókként írja le: a két elektron megoszlik az érintett atompárok között, és ezzel egyidejűleg kitölti mindegyikük legkülső energiaszintjét (valenciahéjat), megadva nekik nagyobb stabilitás.
Mivel az ilyen típusú kötés az azt alkotó atomok közötti elektronegativitások közötti különbségen alapszik, fontos tudni, hogy a legnagyobb elektronegativitású (vagy annál elektronegatívabb) elemek vonzzák az elektronokat a legerősebben egymás felé.
Ez a tulajdonság hajlamos arra, hogy a periódusos rendszerben jobbra és balra növekvő irányban (alulról felfelé) növekedjen, így a periódusos rendszer legkevésbé elektronegatív elemének tekinthető elem a francium (kb. 0,7), és a legnagyobb elektronegativitással a fluor (körülbelül 4,0).
Ezek a kötések gyakrabban fordulnak elő a nem fémekhez tartozó két atom között, vagy egy nem fém és egy metalloid természetű atomok között.
Rendelés és energia
Belső szempontból az energia kölcsönhatások szempontjából elmondható, hogy egy atompár vonzza egymást és kötést képez, ha ez a folyamat a rendszer energiájának csökkenését eredményezi.
Hasonlóképpen, ha az adott feltételek kedvelik azt, hogy az egymással kölcsönhatásban lévő atomok vonzzák egymást, akkor közelebb kerülnek egymáshoz, vagyis amikor a kötés létrejön vagy képződik; mindaddig, amíg ez a megközelítés és az azt követő unió olyan konfigurációt foglal magában, amelynek kevesebb energiája van, mint az eredeti elrendezésnél, amelyben az atomok elválasztottak.
Az atomfajok egyesülésének molekulák kialakulásának módját az oktet-szabály írja le, amelyet Gilbert Newton Lewis az amerikai születésű fizikokémikus javasolt.
Ez a híres szabály elsősorban azt állítja, hogy a hidrogéntől eltérő atom hajlamos kötődni mindaddig, amíg valenciahéjában nyolc elektron veszi körül.
Ez azt jelenti, hogy a kovalens kötés akkor származik, amikor mindegyik atomnak nincs elég elektronja ahhoz, hogy kitöltse oktetét, azaz amikor megosztják elektronukat.
A CO2-szerkezet stabilitásának eléréséhez a szénatomnak két kettős kötést kell létrehoznia minden oxigénatommal, így teljesítve az oktet szabályt.
Ez a szabály rendelkezik kivételekkel, de általánosságban a kapcsolatban szereplő elemek jellegétől függ.
A nem poláris kovalens kötést alkotó elemek típusai
Nem poláris kovalens kötés kialakulása esetén ugyanazon elem vagy különböző elemek két atomja összekapcsolható elektronok megosztásával a legkülső energiaszintjük alapján, amelyek rendelkezésre állnak a kötések kialakításához.
Amikor ez a kémiai unió megtörténik, minden atom hajlamos a legstabilabb elektronikus konfigurációra, amely megfelel a nemesgázoknak. Tehát minden atom általában "arra törekszik", hogy megszerezze a periódusos táblázat legközelebbi nemesgáz-konfigurációját, kevesebb vagy több elektronnal, mint az eredeti konfigurációban.
Tehát, amikor ugyanazon elem két atomja egyesül, és nem poláris kovalens kötést alkot, az az oka, hogy ez az unió kevésbé energikus és ennélfogva stabilabb konfigurációt biztosít számukra.
Az ilyen típusú legegyszerűbb példa a hidrogén (H 2), bár más példák az oxigén (O 2) és a nitrogén (N 2).
Két azonos hidrogénatom, amelyben az elektronok párja azonos módon vonzódik, ami azt eredményezi, hogy a kötésben nincs polaritás.
Különböző atomok nem poláris kovalens kötései
Nem poláris kötés is kialakítható két nemfém elem vagy egy metalloid és egy nemfémes elem között.
Az első esetben a nemfémes elemek azokból állnak, amelyek a periódusos rendszer egyik kiválasztott csoportjába tartoznak, amelyek között vannak halogének (jód, bróm, klór, fluor), nemesgázok (radon, xenon, kripton), argon, neon, hélium) és néhány más vegyület, például kén, foszfor, nitrogén, oxigén, szén.
Erre példa a szén- és hidrogénatomok uniója, amely a legtöbb szerves vegyület alapja.
A második esetben a metalloidok azok, amelyek köztes jellemzőkkel rendelkeznek a nemfémek és a periódusos rendszerben a fémekhez tartozó fajok között. Ezek között szerepel többek között a germánium, a bór, az antimon, a tellúr, a szilícium.
Példák
Elmondható, hogy kétféle kovalens kötés létezik. Bár a gyakorlatban ezek között nincs különbség, ezek a következők:
-Ha azonos atomok kötést képeznek.
-Ha két különböző atom összekapcsol molekulát képez.
Azonos atomok között
Két nem azonos kovalens kötés esetén, amelyek két azonos atom között fordulnak elő, mindegyiknek az elektronegativitása nem igazán számít, mert mindig pontosan azonosak lesznek, tehát az elektronegativitások közötti különbség mindig nulla lesz.
Ez vonatkozik olyan gáznemű molekulákra, mint a hidrogén, oxigén, nitrogén, fluor, klór, bróm, jód.
Két azonos oxigénatom nem poláris kovalens kötése.
A különböző atomok között
Éppen ellenkezőleg, ha különböző atomok közötti uniók vannak, akkor azok elektronegativitását figyelembe kell venni, hogy nempolarisá váljanak.
Ez a helyzet a metánmolekulával, ahol az egyes szén-hidrogénkötésekben képződött dipól-nyomatékot szimmetria okán megszüntetik. Ez azt jelenti, hogy hiányzik a töltések szétválasztása, így nem tudnak kölcsönhatásba lépni olyan poláris molekulákkal, mint például a víz, így ezek a molekulák és más poláris szénhidrogének hidrofóbok lesznek.
Egyéb nem-poláros molekulák: szén-tetraklorid (CCU 4), pentán (C 5 H 12), etilén (C 2 H 4), a szén-dioxid (CO 2), a benzol (C 6 H 6) és toluol (C 7 H 8).
A szén-dioxid nem poláris kovalens kötése.
Irodalom
- Bettelheim, FA, Brown, WH, Campbell, MK, Farrell, SO és Torres, O. (2015). Bevezetés az általános, szerves és biokémiába. Helyreállítva a books.google.co.ve webhelyről
- LibreTexts. (Sf). Kovalens kötések. A (z) chem.libretexts.org webhelyből származik
- Brown, W., Foote, C., Iverson, B., Anslyn, E. (2008). Szerves kémia. Helyreállítva a books.google.co.ve webhelyről
- ThoughtCo. (Sf). Példák a poláris és nem poláros molekulákra. Visszakeresve a gondolat.hu webhelyről
- Joesten, MD, Hogg, JL és Castellion, ME (2006). A kémia világa: Essentials: Essentials. Helyreállítva a books.google.co.ve webhelyről
- Wikipedia. (Sf). Kovalens kötés. Vissza a (z) en.wikipedia.org oldalról