- charakteristikos
- Poliškumo laipsniai
- Cheminiai elementai, kurie juos sukelia
- Poliarinis ir joninis pobūdis
- Polinės kovalentinės jungties pavyzdžiai
- CO
- HX
- Oi
- NH
- Bjaurus
- Nuorodos
Polar kovalentinis ryšys yra vienas suformuota iš dviejų cheminių elementų, kurių elektroneigiamumas skirtumas yra didelis, bet be artėja grynai joninės charakterį. Todėl tai yra stipri tarpinė apoliarinių kovalentinių ir joninių jungčių sąveika.
Teigiama, kad ji yra kovalentiška, nes teoriškai elektroniniai porai pasiskirsto po lygiai dviem atomais; tai yra, du elektronai pasiskirsto vienodai. E · atomas dovanoja elektroną, o · X įneša antrąjį elektroną, sudarydamas kovalentinę jungtį E: X arba EX.
Poliarinėje kovalentinėje jungtyje elektronų pora nėra paskirstyta vienodai. Šaltinis: Gabrielis Bolívaras.
Tačiau, kaip matyti aukščiau esančiame paveikslėlyje, du elektronai nėra E ir X centre, tai rodo, kad jie „cirkuliuoja“ tuo pačiu dažniu tarp abiejų atomų; jie yra arčiau X, o ne E. Tai reiškia, kad X dėl didesnio elektronegatyvumo patraukė elektronų porą į save.
Kadangi jungties elektronai yra arčiau X nei E, aplink X sukuriama didelio elektronų tankio sritis, δ-; tuo tarpu E yra elektronų skurdus regionas δ +. Todėl turite elektros krūvių poliarizaciją: polinę kovalentinę jungtį.
charakteristikos
Poliškumo laipsniai
Kovalentiniai ryšiai yra labai gausūs. Jų yra praktiškai visose nevienalytėse molekulėse ir cheminiuose junginiuose; nes galiausiai jis susidaro, kai jungiasi du skirtingi atomai E ir X. Tačiau yra kovalentinių ryšių, esančių labiau poliarinių nei kitų, ir norint tai sužinoti, reikia kreiptis į elektronegatyvumą.
Kuo elektroneigiamas X yra ir kuo mažiau elektroneigiamo E yra (elektropozityvus), tuo gauta kovalentinė jungtis bus labiau polinė. Įprastinis būdas įvertinti šį poliškumą yra formulė:
χ X - χ E
Kur χ yra kiekvieno atomo elektronegatyvumas pagal Paulingo skalę.
Jei šio atimties ar atimties vertės yra tarp 0,5 ir 2, tai bus polinė jungtis. Todėl galima palyginti kelių EX ryšių poliškumo laipsnį. Jei gauta vertė yra didesnė kaip 2, mes kalbame apie joninę jungtį, E + X -, o ne E δ + -X δ- .
Tačiau EX jungties poliškumas nėra absoliutus, o priklauso nuo molekulinės aplinkos; tai yra molekulėje -EX-, kur E ir X sudaro kovalentinius ryšius su kitais atomais, pastarieji tiesiogiai veikia minėtą poliškumo laipsnį.
Cheminiai elementai, kurie juos sukelia
Nors E ir X gali būti bet koks elementas, ne visi jie sukelia polinius kovalentinius ryšius. Pavyzdžiui, jei E yra labai elektropozitinis metalas, toks kaip šarminiai (Li, Na, K, Rb ir Cs), o X yra halogenas (F, Cl, Br ir I), jie bus linkę sudaryti joninius junginius (Na + Cl - ), o ne molekulės (Na-Cl).
Štai kodėl poliniai kovalentiniai ryšiai dažniausiai randami tarp dviejų nemetalinių elementų; mažesniu mastu tarp nemetalinių elementų ir kai kurių pereinamųjų metalų. Žvelgdami į periodinės lentelės p bloką, turite daugybę variantų suformuoti tokio tipo cheminius ryšius.
Poliarinis ir joninis pobūdis
Didelėse molekulėse nėra labai svarbu galvoti apie tai, koks yra polinis ryšys; Tai yra labai kovalentiniai, ir jų elektrinių krūvių pasiskirstymas (ten, kur turtingi elektronai ar skurdžiai regionai) atkreipia daugiau dėmesio nei į jų vidinių ryšių kovalencijos laipsnio apibrėžimą.
Tačiau diatominėmis ar mažomis molekulėmis minėtas poliškumas E δ + -X δ yra gana santykinis.
Tai nėra problema tarp molekulių, susidariusių tarp nemetalinių elementų; Bet kai dalyvauja pereinamieji metalai ar metaloidai, mes jau nekalbame tik apie poliarinį kovalentinį ryšį, bet apie kovalentinį ryšį, turintį tam tikrą joninį pobūdį; o pereinamųjų metalų atveju - atsižvelgiant į jo pobūdį, kovalentinio koordinavimo jungties.
Polinės kovalentinės jungties pavyzdžiai
CO
Kovalentinis ryšys tarp anglies ir deguonies yra poliarinis, nes pirmasis yra mažiau elektroneigiamas (χ C = 2,55) nei antrasis (χ O = 3,44). Todėl, kai mes žiūrime į CO, C = O, arba bendrai - obligacijas, mes žinome, kad jie yra poliarinės obligacijos.
HX
Vandenilio halogenidai (HX) yra idealūs pavyzdžiai norint suprasti diatominių molekulių polinius ryšius. Atsižvelgdami į vandenilio elektronegatyvumą (χ H = 2,2), galime įvertinti, kiek šie halogenidai yra poliariniai vienas kitam:
-HF (HF), χ F (3,98) - χ O (2,2) = 1,78
-HCl (H-Cl), χ Cl (3.16) - χ O (2,2) = 0,96
-HBr (H-Br), χ Br (2,96) - χ O (2,2) = 0,76
-HI (HI) χ I (2.66) - χ H (2,2) = 0,46
Atminkite, kad pagal šiuos skaičiavimus HF jungtis yra poliškiausia iš visų. Kas yra jo joninis pobūdis, išreikštas procentais, jau kitas klausimas. Šis rezultatas nestebina, nes fluoras yra labiausiai elektroneigiamas elementas iš visų.
Kadangi elektronegatyvumas sumažėja iš chloro į jodą, H-Cl, H-Br ir HI jungtys taip pat tampa mažiau polinės. HI jungtis turėtų būti nepolinė, tačiau iš tikrųjų ji yra polinė ir taip pat labai „trapi“; lengvai lūžta.
Oi
OH poliarinė jungtis yra turbūt pati svarbiausia iš visų: jos dėka gyvybė egzistuoja, nes ji bendradarbiauja su vandens dipolio momentu. Jei įvertinsime skirtumą tarp deguonies ir vandenilio elektronegatyvumo, turėsime:
χ O (3,44) - χ H (2,2) = 1,24
Tačiau vandens molekulė H 2 O turi du iš šių jungčių, HOH. Tai, molekulės kampinė geometrija ir asimetrija, daro ją labai poliariniu junginiu.
NH
NH ryšys yra baltymų amino grupėse. Kartodami tą patį skaičiavimą, kurį turime:
χ N (3,04) - χ H (2,2) = 0,84
Tai rodo, kad NH ryšys yra mažiau poliškas nei OH (1,24) ir FH (1,78).
Bjaurus
Fe-O jungtis yra svarbi, nes jos oksidai randami geležies mineraluose. Pažiūrėkime, ar jis yra labiau polinis, nei HO:
χ O (3,44) - χ Fe (1,83) = 1,61
Taigi teisingai manoma, kad Fe-O jungtis yra labiau polinė nei HO (1,24) jungtis; arba kas yra tas pats, kas sakyti: Fe-O turi aukštesnį jonų pobūdį nei HO.
Šie skaičiavimai naudojami norint nustatyti įvairių ryšių poliškumo laipsnius; tačiau jų nepakanka norint nustatyti, ar junginys yra joninis, kovalentinis, ar jo joninis pobūdis.
Nuorodos
- Whittenas, Davisas, Peckas ir Stanley. (2008). Chemija (8-asis leidimas). CENGAGE mokymasis.
- Šiveris ir Atkinsas. (2008). Neorganinė chemija. (Ketvirtasis leidimas). Mc Graw Hill.
- Laura Nappi. (2019 m.). Polinės ir nepolinės kovalentinės jungtys: Apibrėžimai ir pavyzdžiai. Tyrimas. Atgauta iš: study.com
- Helmenstine, Anne Marie, Ph.D. (2019 m. Rugsėjo 18 d.). Poliarinės obligacijos apibrėžimas ir pavyzdžiai (poliarinis kovalentinis obligacija). Atgauta iš: thinkco.com
- „Elsevier BV“ (2019 m.). Poliarinis kovalentinis obligacija. „ScienceDirect“. Atkurta iš: sciencedirect.com
- Vikipedija. (2019 m.). Cheminis poliškumas. Atkurta iš: en.wikipedia.org
- Anoniminis. (2019 m. Birželio 05 d.). Poliarinių kovalentinių obligacijų savybės. Chemija „LibreTexts“. Atkurta iš: chem.libretexts.org