POLÁRIS KOVALENS KÖTÉS: JELLEMZŐK ÉS PÉLDÁK - KÉMIA - 2025

A poláris kovalens kötés olyan kémiai elemek között alakul ki, amelyeknek elektronegativitási különbsége jelentős, de tisztán ionos karakter megközelítése nélkül. Ezért erős köztes kölcsönhatás az apoláris kovalens kötések és az ionos kötések között.

Azt állítják, hogy kovalens, mert az elméletben az elektronikus pár egyenlően oszlik meg a két kötött atom között; vagyis a két elektron egyenlően oszlik meg. Az E · atom elektronot ad, míg X X hozzájárul a második elektronhoz az E: X vagy EX kovalens kötés kialakításához.

A poláris kovalens kötésben az elektronpárok nem oszlanak meg egyenlően. Forrás: Gabriel Bolívar.

A fenti képen azonban látható, hogy a két elektron nem az E és X közepén helyezkedik el, jelezve, hogy azonos frekvenciával "keringenek" mindkét atom között; inkább közelebb vannak X-hez, mint az E. Ez azt jelenti, hogy X magasabb elektronegativitása miatt vonzza az elektronpárt maga felé.

Mivel a kötés elektronjai közelebb vannak X-hez, mint E-hez, X körül egy nagy elektronsűrűségű tartomány jön létre, δ-; míg E-ben egy elektronszegény régió, δ + jelenik meg. Ezért van egy elektromos töltés polarizációja: egy poláris kovalens kötés.

jellemzők

Polaritás foka

A kovalens kötések nagyon bőséges természetűek. Ezek jelen vannak gyakorlatilag minden heterogén molekulában és kémiai vegyületben; mivel végső soron akkor képződik, ha két különböző E és X atom kapcsolódik. Ugyanakkor vannak kovalens kötések, amelyek polárosabbak, mint mások, és ennek kiderítéséhez az elektronegativitásokhoz kell fordulni.

Minél elektronegatívabb X, és a kevésbé elektronegatív E (elektropozitív), akkor a kapott kovalens kötés polárosabb lesz. A polaritás becslésének szokásos módja a következő képlet:

χ _X - χ _E

Ahol χ az egyes atomok elektronegativitása a Pauling-skála szerint.

Ha ennek a kivonásnak vagy kivonásnak a értéke 0,5 és 2 között van, akkor ez poláris kötés. Ezért lehetséges összehasonlítani a polaritás fokát több EX kapcsolat között. Ha a kapott érték nagyobb, mint 2, akkor egy ionkötésről beszélünk, E ⁺ X ^- és nem E ^{δ +} -X ^δ-.

Az EX-kötés polaritása azonban nem abszolút, hanem a molekuláris környezettől függ; vagyis az -EX- molekulában, ahol E és X kovalens kötéseket képeznek más atomokkal, az utóbbi közvetlenül befolyásolja a polaritás fokát.

Az őket alkotó kémiai elemek

Bár E és X bármilyen elem lehet, nem mindegyik okoz poláris kovalens kötéseket. Például, ha E erősen elektropozitív fém, mint például az alkálifémek (Li, Na, K, Rb és Cs), és X jelentése halogénatom (F, Cl, Br és I), akkor ionos vegyületeket (Na ⁺ Cl ^-), és nem a molekulák (Na-Cl).

Ez az oka annak, hogy a poláris kovalens kötéseket általában két nemfémes elem között találják meg; és kisebb mértékben a nemfém elemek és egyes átmeneti fémek között. A periódusos táblázat p blokkját tekintve számos lehetőség áll rendelkezésre az ilyen típusú kémiai kötések kialakítására.

Poláris és ionos karakter

Nagy molekulák esetén nem túl fontos gondolkodni azon, hogy milyen poláris kötés van; Ezek nagyon kovalensek, és az elektromos töltéseik eloszlása ​​(ahol az elektronban gazdag vagy szegény régiók vannak) nagyobb figyelmet hív fel, mint a belső kötéseik kovalenciájának meghatározása.

Diatómás vagy kis molekulák esetén azonban az E ^{δ +} -X ^δ polaritás meglehetősen relatív.

Ez nem jelent problémát a nem fém elemek között képződött molekuláknál; De amikor az átmeneti fémek vagy a metalloidok részt vesznek, már nem csak a poláris kovalens kötésről beszélünk, hanem egy bizonyos ionos tulajdonságú kovalens kötésről; és átmeneti fémek esetében kovalens koordinációs kötéssel, jellegétől függően.

Példák a poláris kovalens kötésre

CO

A szén és az oxigén közötti kovalens kötés poláris, mivel az előbbi kevésbé elektronegatív (χ _C = 2,55), mint a második (χ _O = 3,44). Ezért, amikor megnézzük CO, C = O vagy CO ^- kötvények, tudni fogjuk, hogy azok poláris kötés.

HX

A hidrogén-halogenidek (HX) ideális példák a diatómás molekulák poláris kötésének megértésére. A hidrogén elektronegativitását (χ _H = 2,2) figyelembe véve megbecsülhetjük, hogy ezek a halogenidek milyen polárisak egymással:

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

HCl (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), _I (2,66) - _H (2,2) = 0,46

Vegye figyelembe, hogy ezen számítások szerint a HF-kötés a leginkább pólusos. Most, hogy mi az ionos jellege százalékban kifejezve, egy másik kérdés. Ez az eredmény nem meglepő, mivel a fluor a leginkább elektronegatív elem.

Ahogy az elektronegativitás klórról jódra csökken, a H-Cl, H-Br és HI kötések szintén kevésbé polárosak. A HI kötésnek nem polárisnak kell lennie, de valójában poláris, és nagyon "törékeny" is; könnyen eltörik.

Oh

Az OH poláris kötés talán a legfontosabb: köszönhetően az élet létezik, mivel együttműködik a víz dipólusának pillanatával. Ha megbecsüljük az oxigén és a hidrogének elektronegativitása közötti különbséget:

χ _O (3,44) - χ _H (2,2) = 1,24

A vízmolekula, a H ₂ O azonban ezek közül a kötések közül kettővel rendelkezik, HOH. Ez, valamint a molekula szöggeometria és aszimmetria nagyon erős poláris vegyületté teszi.

NH

Az NH-kötés jelen van a fehérjék aminocsoportjaiban. Ugyanazon számítás megismétlése:

χ _N (3,04) - χ _H (2,2) = 0,84

Ez azt mutatja, hogy az NH-kötés kevésbé poláros, mint az OH (1,24) és az FH (1,78).

Csúnya

A Fe-O kötés fontos, mivel oxidjai megtalálhatók a vas ásványokban. Nézzük meg, hogy ez polárisabb-e, mint a HO:

χ _O (3,44) - χ _Fe (1,83) = 1,61

Ezért helyesen feltételezzük, hogy a Fe-O kötés polárosabb, mint a HO (1,24) kötés; vagy mi ugyanaz, mint azt mondani: A Fe-O nagyobb ionos karakterű, mint a HO.

Ezeket a számításokat használják a különféle kapcsolatok közötti polaritás mértékének kiszámításához; de ezek nem elegendőek annak meghatározásához, hogy egy vegyület ionos, kovalens vagy ionos jellegű-e.

Irodalom

1. Whitten, Davis, Peck és Stanley. (2008). Kémia (8. kiadás). CENGAGE Tanulás.
2. Shiver és Atkins. (2008). Szervetlen kémia. (Negyedik kiadás). Mc Graw Hill.
3. Laura Nappi. (2019). Poláris és nem poláros kovalens kötések: meghatározások és példák. Tanulmány. Helyreállítva: study.com
4. Helmenstine, Anne Marie, Ph.D. (2019. szeptember 18.). Polar Bond meghatározása és példák (Polar Covalent Bond). Helyreállítva: gondolat.com
5. Elsevier BV (2019). Polar kovalens kötvény. ScienceDirect. Helyreállítva: sciencedirect.com
6. Wikipedia. (2019). Kémiai polaritás. Helyreállítva: en.wikipedia.org
7. Névtelen. (2019. június 05.). A polar kovalens kötvények tulajdonságai. Kémia LibreTexts. Helyreállítva: chem.libretexts.org