Nepoliarinės kovalentinių ryšių charakteristikos, kaip ji formuojama, tipai

A ne polinis kovalentinis ryšys yra cheminės jungties tipas, kuriame du atomai, turintys panašius elektronegatyvumus, dalijasi elektronais, sudarydami molekulę. Jis randamas daugelyje skirtingų savybių turinčių junginių, tarp dviejų azoto atomų, kurie sudaro dujines rūšis (N₂) ir tarp anglies ir vandenilio atomų, kurie kartu sujungia metano dujų molekulę (CH₄), taip pat tarp daugelio kitų medžiagų.

Tai yra žinoma kaip elektroninė priklausomybė turtui, turinčiam cheminius elementus, nurodančius, kaip didelis ar mažas šių atominių rūšių gebėjimas pritraukti elektroninį tankį sau..

Pažymėtina, kad atomų elektronegatyvumas apibūdina tik tuos, kurie yra susiję su cheminiu ryšiu, ty kai jie yra molekulės dalis.

Indeksas

• 1 Bendrosios charakteristikos
  • 1.1 Poliškumas ir simetrija
• 2 Kaip formuojasi ne polinis kovalentinis ryšys?
  • 2.1 Reguliavimas ir energija
• 3 Elementų, sudarančių ne polinį kovalentinį ryšį, tipai
  • 3.1 Įvairių atomų ne poliniai kovalentiniai ryšiai
• 4 Pavyzdžiai
• 5 Nuorodos

Bendrosios charakteristikos

Terminas "ne polinis" apibūdina molekules arba ryšius, kurie neturi poliškumo. Kai molekulė nėra polinė, tai gali reikšti du dalykus:

-Jų atomai nėra susieti su poliarinėmis jungtimis.

-Ji turi poliarinio tipo ryšius, tačiau jie buvo orientuoti tokiu simetrišku būdu, kad kiekvienas atšaukia kito dipolio momentą.

Panašiai yra daug medžiagų, kuriose jų molekulės lieka tarpusavyje susijusios su junginio struktūra, tiek skystoje, tiek dujinėje, tiek kietoje fazėje..

Kai taip atsitinka, tai daugiausia priklauso nuo vadinamųjų van der Waals jėgų ar sąveikos, be to, temperatūros ir slėgio sąlygos, kurioms atliekama cheminė reakcija..

Ši sąveika, kuri taip pat vyksta polinėse molekulėse, vyksta dėl subatominių dalelių, daugiausia elektronų judėjimo, kai jie juda tarp molekulių.

Dėl šio reiškinio elektronai gali susikaupti viename cheminių medžiagų gale, sutelkdami dėmesį į tam tikras molekulės sritis ir suteikdami jam tam tikrą dalinį krūvį, generuodami tam tikrus dipolius ir molekules paliekant pakankamai arti. vienas į kitą.

Poliškumas ir simetrija

Tačiau šis nedidelis dipolis nėra formuojamas junginiuose, surištuose ne poliniais kovalentiniais ryšiais, nes skirtumas tarp jų elektronegatyvų yra beveik nulis arba visiškai nulis.

Jei yra molekulės ar obligacijos, sudarytos iš dviejų lygių atomų, ty kai jų elektronegatyvai yra identiški, skirtumas tarp jų yra nulis.

Šia prasme obligacijos yra klasifikuojamos kaip ne poliniai kovalentai, kai dviejų sąsajų sudarančių atomų elektronegatyvių skirtumas yra mažesnis nei 0,5.

Atvirkščiai, kai šis atimties rezultatas yra nuo 0,5 iki 1,9, jis apibūdinamas kaip polinis kovalentas. Nors, kai šis skirtumas sukelia didesnį skaičių nei 1,9, tai tikrai laikoma poliarinio ryšio junginiu arba junginiu.

Taigi, šis kovalentinių ryšių tipas susidaro dėl elektronų pasidalijimo tarp dviejų atomų, kurie vienodai duoda savo elektroninį tankį.

Dėl šios priežasties, be šiame sąveikoje dalyvaujančių atomų pobūdžio, šios rūšies ryšiu susietos molekulinės rūšys yra gana simetriškos, todėl šios sąjungos paprastai yra gana stiprios..

Kaip formuojasi ne polinis kovalentinis ryšys?

Apskritai, kovalentinės obligacijos atsiranda, kai atomų pora dalijasi elektronų poromis, arba kai elektronų tankis pasiskirsto vienodai tarp abiejų atomų rūšių.

Lewio modelis apibūdina šias sąjungas kaip sąveiką, turinčią dvigubą paskirtį: abu elektronai dalijasi tarp įsikišusių atomų poros ir tuo pačiu metu užpildo kiekvieno iš jų išorinį energijos lygį (valentinį sluoksnį), suteikdami jiems didesnis stabilumas.

Kadangi šios rūšies ryšys grindžiamas tarp elektronų, esančių tarp jo sudarančių atomų, skirtumą, svarbu žinoti, kad elementai, turintys didžiausią elektronegatyvumą (ar daugiau elektronegatyvų), yra tie, kurie pritraukia elektronus labiau tarpusavyje..

Ši savybė periodinėje lentelėje yra linkusi didėti kairėje ir dešinėje pusėje, didėjančia (iš apačios į viršų) kryptimi, todėl elementas, laikomas mažiausiai elektroniniu, yra periodinis stalas, kuris yra franciumas (maždaug 0,7). ) ir didžiausias elektronegatyvumas yra fluoras (maždaug 4,0)..

Šios jungtys dažniausiai yra tarp dviejų atomų, priklausančių ne metalams, arba tarp nemetalo ir metaloidinio atomo.

Reguliavimas ir energija

Vidaus požiūriu, kalbant apie energijos sąveiką, galima teigti, kad atomų pora pritraukia ir sudaro ryšį, jei šis procesas sumažina sistemos energiją..

Be to, kai tam tikros sąlygos sukelia atomų, kurie sąveikauja, pritraukti, jie artėja ir tai yra tada, kai ryšys gaminamas arba formuojamas; tol, kol šis požiūris ir tolesnė sąjunga apima konfigūraciją, turinčią mažiau energijos nei pradinė tvarka, kurioje atomai buvo atskirti.

Būdas, kaip atominės rūšys yra sujungtos, kad suformuotų molekules, aprašo okteto taisyklė, kurią pasiūlė JAV kilmės fizikinė ir cheminė Gilbert Newton Lewis.

Ši žinoma taisyklė visų pirma nurodo, kad kitoks nei vandenilis atomas turi tendenciją užmegzti ryšius tol, kol jo apsuptyje yra aštuoni elektronai..

Tai reiškia, kad kovalentinė jungtis atsiranda tada, kai kiekvienas atomas neturi pakankamai elektronų, kad užpildytų savo oktetą..

Ši taisyklė turi savo išimčių, tačiau apskritai tai priklauso nuo nuorodos elementų pobūdžio.

Elementų tipai, sudarantys ne polinę kovalentinę jungtį

Kai formuojasi ne polinis kovalentinis ryšys, du to paties elemento ar skirtingų elementų atomus gali sujungti elektronai iš jų atokiausių energijos lygių, kurie yra prieinami formuojant ryšius.

Kai atsiranda ši cheminė sąjunga, kiekvienas atomas linkęs įgyti stabiliausią elektroninę konfigūraciją, atitinkančią kilnias dujas. Taigi kiekvienas atomas paprastai siekia gauti artimiausios tauriųjų dujų konfigūraciją periodinėje lentelėje, su mažiau ar daugiau elektronų nei jo pradinė konfigūracija.

Taigi, kai du to paties elemento atomai yra sujungti, kad sudarytų ne polinę kovalentinę jungtį, tai yra todėl, kad ši sąjunga jiems suteikia mažiau energingą konfigūraciją ir todėl yra stabilesnė.

Paprasčiausias tokio tipo pavyzdys yra vandenilio dujos (H₂), nors kiti pavyzdžiai yra deguonies dujos (O₂) ir azoto (N₂).

Įvairių atomų ne poliniai kovalentiniai ryšiai

Be polinių jungčių taip pat gali būti sudarytas tarp dviejų nemetalinių elementų arba metaloido ir nemetalinio elemento.

Pirmuoju atveju nemetaliniai elementai susideda iš tų, kurie priklauso pasirinktos periodinės lentelės grupei, tarp kurių yra halogenai (jodas, bromas, chloras, fluoras), tauriosios dujos (radonas, ksenonas, kriptonas). , argonas, neonas, helis) ir keletas kitų, pvz., siera, fosforas, azotas, deguonis, anglis..

Jų pavyzdys yra anglies ir vandenilio atomų sąjunga, daugelio organinių junginių pagrindas.

Antruoju atveju metaloidai yra tie, kurie turi tarpinių savybių tarp nemetalų ir periodinių lentelių metalų rūšių. Tarp jų yra: germanis, boras, antimonas, tellūras, silicis.

Pavyzdžiai

Galima sakyti, kad egzistuoja dviejų tipų kovalentinės obligacijos, nors praktikoje jų nėra. Tai yra:

-Kai identiški atomai sudaro ryšį.

-Kai du skirtingi atomai sujungia molekulę.

Jei tai yra ne poliniai kovalentiniai ryšiai, atsirandantys tarp dviejų identiškų atomų, tai iš tikrųjų nesvarbu, koks yra jų elektronegatyvumas, nes jie visada bus lygiai tokie patys, todėl visada elektronų skirtumų skirtumas bus nulis.

Tai yra dujinių molekulių, tokių kaip vandenilis, deguonis, azotas, fluoras, chloras, bromas, jodas, atvejis..

Priešingai, kai jie yra įvairių atomų sąjungos, į jų elektronegatyvumą reikia atsižvelgti, kad juos būtų galima klasifikuoti kaip poliarinius.

Tai yra metano molekulės atvejis, kai kiekvienos anglies ir vandenilio jungties metu susidaręs dipolio momentas panaikinamas dėl simetrijos. Tai reiškia, kad trūksta mokesčių, todėl jie negali sąveikauti su polinėmis molekulėmis, tokiomis kaip vanduo, todėl šios molekulės ir kiti poliariniai angliavandeniliai hidrofobiniai.

Kitos netolinės molekulės yra: tetrachloridas (CCl)₄), pentanas (C) |₅H₁₂), etilenas (C) |₂H₄), anglies dioksidas (CO)₂), benzenas (C) |₆H₆) ir toluenas (C₇H₈).

Nuorodos

1. Bettelheim, F. A., Brown, W.H., Campbell, M.K., Farrell, S.O. ir Torres, O. (2015). Įvadas į bendrąjį, ekologinį ir biocheminį. Gauta iš books.google.co.ve
2. „LibreTexts“. (s.f.). Kovalentinės obligacijos. Gauta iš chem.libretexts.org
3. Brown, W., Foote, C., Iverson, B., Anslyn, E. (2008). Organinė chemija. Gauta iš books.google.co.ve
4. ThoughtCo. (s.f.). Poliarinių ir ne poliarinių molekulių pavyzdžiai. Gauta iš thinkco.com
5. Joesten, M.D., Hogg, J.L. ir Castellion, M.E. (2006). Chemijos pasaulis: pagrindai: pagrindai. Gauta iš books.google.co.ve