Kas yra „Polar“ kovalentinė nuoroda? (su pavyzdžiais)
A polinis kovalentinis ryšys yra kovalentinė jungtis tarp dviejų atomų, kur elektronai, sudarantys ryšį, yra nevienodai pasiskirstę.
Elektrinių dipolių įkrovimas yra mažesnis nei pilnas vieneto įkrovimas, todėl jie laikomi daliniais įkrovimais ir žymimi delta plius (δ +) ir delta minus (δ-) (Boundless, 2016).
Kadangi teigiami ir neigiami krūviai yra atskiriami ryšyje, molekulės, turinčios polinius kovalentinius ryšius, sąveikauja su dipoliais kitose molekulėse.
Tai sudaro dipolio-dipolio tarpmolekulines jėgas tarp jų (Helmenstine, Polar Bond apibrėžimas ir pavyzdžiai, 2017).
Elektronegatyvumas ir privalomas poliškumas
Ryšio poliškumą (laipsnį, kuriuo jis yra poliarinis) didele dalimi lemia santykinai susietų atomų elektronegatyvumai..
Elektronegatyvumas (χ) apibrėžiamas kaip atomo molekulėje arba jono talpa, kad patrauktų elektronus į save. Todėl yra tiesioginis ryšys tarp elektronegatyvumo ir ryšių poliškumo (Polar kovalentinės obligacijos, S.F.)..
Ryšys yra ne polinis, jei pridedami atomai turi tokius pačius arba panašius elektronegatyvumus. Jei prijungtų atomų elektronegatyvumai nėra vienodi, galima teigti, kad ryšys poliarizuojamas link labiausiai elektronegatyvaus atomo.
Pavyzdžiui, ryšys, kuriame B (χB) elektronegatyvumas yra didesnis nei A (χA) elektronegatyvumas, nurodomas su daliniu neigiamu įkrovimu labiausiai elektronegatyviam atomui:
A δ+-B δ-
Kuo didesnė elektronegatyvumo vertė, tuo didesnė atomo jėga pritraukti rišimo elektronų porą.
1 paveiksle parodyta skirtingų elementų, priklausančių kiekvienam simboliui, periodiškoje lentelėje elektronegatyvumo reikšmės.
Išskyrus tam tikras išimtis, elektroninis potencialas didėja, iš kairės į dešinę, per laikotarpį, ir sumažėja nuo viršaus iki apačios. (Elektronegatyvumas: klasifikavimo obligacijų tipas, S.F.).
Elektronegatyviai pateikia informaciją apie tai, kas atsitiks su jungiamųjų elektronų pora, kai susitiks du atomai.
Poliariniai kovalentiniai ryšiai susidaro tada, kai dalyvaujantys atomai turi elektronų skirtumą tarp 0,5 ir 1,7.
Atominė, kuri labiausiai pritraukia ryšių elektronų porą, yra šiek tiek neigiama, o kitas atomas yra šiek tiek teigiamas, o molekulėje sukuria dipolį..
Kuo didesnis elektronegatyvių skirtumas, obligacijoje dalyvaujantys atomai bus neigiami ir teigiami. (ELEKTROEGACINĖ IR POLARINĖ BENDRADARBIAVIMAS, S.F.).
Poliarinės jungtys yra grynoji kovalentinė jungtis ir gryna joninė jungtis.
Grynos kovalentinės obligacijos (ne poliniai kovalentiniai ryšiai) dalijasi elektronų poromis vienodai tarp atomų.
Techniškai ne polinė jungtis atsiranda tik tada, kai atomai yra vienodi vienas kitam (pvz., Dujų H2 arba Cl dujos2), bet chemikai mano, kad bet kokia jungtis tarp atomų, kurių elektronegatyvumo skirtumas yra mažesnis nei 0,4, yra ne polinis kovalentinis ryšys.
Pavyzdžiui, anglies dioksidas (CO2) ir metanas (CH4) yra ne polinės molekulės.
Joninių ryšių metu junginyje esantys elektronai iš esmės perduodami vienam atomai kitam (pvz., NaCl).
Jonų jungtys susidaro tarp atomų, kai jų elektronegatyvumo skirtumas yra didesnis nei 1,7. Joninių ryšių atveju elektronų dalijimasis nėra, o sąjunga atsiranda dėl elektrostatinių jėgų.
Polinių kovalentinių ryšių pavyzdžiai
Vanduo (H2O) yra klasikinis poliarinės molekulės pavyzdys. Sakoma, kad vanduo yra universalus tirpiklis, tačiau tai nereiškia, kad jis viską ištirpina visuotinai, bet dėl savo gausumo jis yra idealus tirpiklis poliarinėms medžiagoms ištirpinti (Helmenstine, 2017).
Pagal 1 paveikslo vertes deguonies elektronegatyvumo vertė yra 3,44, o vandenilio elektronegatyvumas - 2.10..
Elektronų pasiskirstymo nelygybė aiškina molekulės sulenktą formą. Molekulės „deguonies“ pusė turi neigiamą neto krūvį, o du vandenilio atomai (kitoje pusėje) turi grynąjį teigiamą krūvį (3 pav.)..
Vandenilio chloridas (HCl) yra dar vienas molekulės, pasižyminčios poliniu kovalentiniu ryšiu, pavyzdys.
Chloras yra labiausiai elektronegatyvus atomas, taigi, junginyje esantys elektronai yra glaudžiau susiję su chloro atomu nei vandenilio atomas.
Dipolis yra suformuotas, kai chloro pusė turi neigiamą neto įkrovą ir vandenilio pusę turi grynąjį teigiamą įkrovą. Vandenilio chloridas yra linijinė molekulė, nes yra tik du atomai, todėl kitos geometrijos nėra.
Amoniako molekulė (NH3) ir aminai ir amidai turi polinius kovalentinius ryšius tarp azoto, vandenilio ir pakaitų atomų.
Amoniako atveju dipolis yra toks, kad azoto atomas yra labiau neigiamai įkrautas, o visi trys vandenilio atomai yra vienoje azoto atomo pusėje su teigiamu įkrovimu.
Asimetriniai junginiai pasižymi poliarinėmis kovalentinėmis savybėmis. Organinis junginys, turintis funkcines grupes, turinčias elektronegatyvumo skirtumą, rodo poliškumą.
Pavyzdžiui, 1-chlorbutanas (CH3-CH2-CH2-CH2Cl) rodo dalinį neigiamą įkrovą Cl ir dalinį teigiamą krūvį, paskirstytą per anglies atomus. Tai vadinama indukciniu efektu (TutorVista.com, S.F.).
Nuorodos
- (2016 m. Rugpjūčio 17 d.). Kovalentinės obligacijos ir kitos obligacijos bei sąveika. Atkurta iš „boundless.com“.
- ELEKTRONINĖ IR POLARINĖ BENDRADARBIAVIMAS. (S.F.). Atkurta iš „dummies.com“.
- Elektronegatyvumas: klasifikavimo obligacijų tipas. (S.F.). Gauta iš chemteam.info.
- Helmenstine, A. M. (2017 m. Balandžio 12 d.). Poliarinių ir ne poliarinių molekulių pavyzdžiai. Gauta iš thinkco.com.
- Helmenstine, A. M. (2017 m. Vasario 17 d.). Poliarinių obligacijų apibrėžimas ir pavyzdžiai. Gauta iš thinkco.com.
- „Polar“ kovalentinės obligacijos. (S.F.). Susigrąžinta iš saylordotorg.github.io.