- vlastnosti
- Stupne polarity
- Chemické prvky, ktoré ich tvoria
- Polárny a iónový charakter
- Príklady polárnej kovalentnej väzby
- CO
- HX
- ach
- NH
- škaredý
- Referencie
Polárna kovalentná väzba je jeden vytvorený medzi dvoma chemických prvkov, ktorých elektronegativita rozdiel je podstatný, ale bez toho, aby sa blíži čisto iónový charakter. Je to teda silná stredná interakcia medzi nepolárnymi kovalentnými väzbami a iónovými väzbami.
Hovorí sa, že je kovalentný, pretože teoreticky existuje rovnaké zdieľanie elektronického páru medzi dvoma viazanými atómami; to znamená, že oba elektróny sú zdieľané rovnako. Atóm E · daruje elektrón, zatiaľ čo · X prispieva druhým elektrónom, aby vytvoril kovalentnú väzbu E: X alebo EX.
V polárnej kovalentnej väzbe pár elektrónov nie je zdieľaný rovnako. Zdroj: Gabriel Bolívar.
Ako je však vidieť na obrázku vyššie, dva elektróny sa nenachádzajú v strede E a X, čo naznačuje, že „cirkulujú“ s rovnakou frekvenciou medzi oboma atómami; skôr sú bližšie k X ako k E. To znamená, že X pritiahol pár elektrónov k sebe kvôli svojej vyššej elektronegativite.
Pretože elektróny väzby sú bližšie k X ako k E, okolo X sa vytvorí oblasť s vysokou hustotou elektrónov, 8-; zatiaľ čo v E sa objaví oblasť chudobná na elektróny, 5 +. Preto máte polarizáciu elektrických nábojov: polárnu kovalentnú väzbu.
vlastnosti
Stupne polarity
Kovalentné väzby sú svojou povahou veľmi bohaté. Vyskytujú sa prakticky vo všetkých heterogénnych molekulách a chemických zlúčeninách; pretože sa nakoniec vytvorí, keď sa dva rôzne atómy E a X spoja. Existujú však kovalentnejšie väzby viac polárne ako iné a je potrebné zistiť, že je potrebné uchýliť sa k elektronegativitám.
Čím viac je elektronegatívny X a čím menej elektronegatívny E je (elektropozitívny), potom bude výsledná kovalentná väzba viac polárna. Obvyklý spôsob, ako odhadnúť túto polaritu, je vzorec:
χ X - χ E
Kde χ je elektronická aktivita každého atómu podľa Paulingovej stupnice.
Ak má tento odpočet alebo odpočet hodnoty medzi 0,5 a 2, bude to polárna väzba. Preto je možné porovnať stupeň polarity medzi niekoľkými EX spojmi. V prípade, že získaná hodnota je vyššia ako 2, hovoríme o iónovej väzbe, E + X - a nie E ô + -X δ- .
Polarita EX väzby však nie je absolútna, ale závisí od molekulárneho prostredia; to znamená, že v molekule -EX-, kde E a X tvoria kovalentné väzby s inými atómami, tieto priamo ovplyvňujú uvedený stupeň polarity.
Chemické prvky, ktoré ich tvoria
Aj keď E a X môžu byť akýmkoľvek prvkom, nie všetky z nich spôsobujú polárne kovalentné väzby. Napríklad, ak E je vysoko elektropozitívny kov, ako sú alkalické kovy (Li, Na, K, Rb a Cs) a X je halogén (F, Cl, Br a I), budú mať tendenciu vytvárať iónové zlúčeniny (Na + Cl - ) a nie molekuly (Na-Cl).
Preto sa medzi dvoma nekovovými prvkami zvyčajne nachádzajú polárne kovalentné väzby; av menšej miere medzi nekovovými prvkami a niektorými prechodnými kovmi. Pri pohľade na blok p periodickej tabuľky máte veľa možností na vytvorenie týchto typov chemických väzieb.
Polárny a iónový charakter
Vo veľkých molekulách nie je príliš dôležité premýšľať o tom, aká je polárna väzba; Sú vysoko kovalentné a distribúcia ich elektrických nábojov (kde sú oblasti bohaté na elektróny alebo chudobné oblasti) priťahuje viac pozornosti než definovanie stupňa kovalencie ich vnútorných väzieb.
Avšak, s diatomic alebo malé molekuly, pričom polarita E δ + X δ- je pomerne relatívna.
Toto nie je problém s molekulami vytvorenými medzi nekovovými prvkami; Keď sa však zúčastňujú prechodné kovy alebo metaloidy, už nehovoríme iba o polárnej kovalentnej väzbe, ale o kovalentnej väzbe s určitým iónovým charakterom; a v prípade prechodných kovov, kovalentné koordinačné puto vzhľadom na jeho povahu.
Príklady polárnej kovalentnej väzby
CO
Kovalentná väzba medzi uhlíkom a kyslíkom, je polárny, pretože prvý z nich je menej elektronegativní (χ C = 2,55) ako druhý (χ O = 3,44). Preto, keď sa pozrieme na CO, C = O alebo CO - dlhopisy, budeme vedieť, že sú polárne väzby.
HX
Halogenidy vodíka, HX, sú ideálnymi príkladmi na pochopenie polárnej väzby vo vašich rozsievkových molekulách. Ak vezmeme do úvahy elektronickú vodivosť vodíka (x H = 2,2), môžeme odhadnúť, ako polárne sú tieto halogenidy navzájom:
-Hf (HF), χ F (3,98) - χ H (2,2) = 1,78
HCl (HCl), 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), X I (2,66) - X H (2,2) = 0,46
Všimnite si, že podľa týchto výpočtov je HF väzba najpolárnejšia zo všetkých. Aká je jej iónová povaha vyjadrená v percentách, je ďalšou vecou. Tento výsledok nie je prekvapujúci, pretože fluór je najviac elektronegatívnym prvkom zo všetkých.
Keď elektronická aktivita klesá z chlóru na jód, väzby H-Cl, H-Br a HI sa tiež stávajú menej polárne. HI väzba by mala byť nepolárna, ale v skutočnosti je polárna a tiež veľmi „krehká“; ľahko zlomí.
ach
OH polárna väzba je pravdepodobne najdôležitejšia zo všetkých: vďaka nej existuje život, pretože spolupracuje s dvojpólovým okamihom vody. Ak odhadneme rozdiel medzi elektronegativitami kyslíka a vodíka, budeme mať:
χ O (3,44) - χ H (2,2) = 1,24
Avšak, molekula vody, H 2 O, má dve z týchto väzieb, HOH. To a uhlová geometria molekuly a jej asymetria z nej robia vysoko polárnu zlúčeninu.
NH
NH väzba je prítomná v aminoskupinách proteínov. Opakujeme rovnaký výpočet, aký máme:
χ N (3,04) - χ H (2,2) = 0,84
To ukazuje, že väzba NH je menej polárna ako OH (1,24) a FH (1,78).
škaredý
Väzba Fe-O je dôležitá, pretože jej oxidy sa nachádzajú v mineráloch železa. Uvidíme, či je polárnejší ako HO:
χ O (3,44) - χ Fe (1,83) = 1,61
Preto sa správne predpokladá, že väzba Fe-O je polárnejšia ako väzba HO (1,24); alebo čo je to isté ako hovorí: Fe-O má vyšší iónový charakter ako HO.
Tieto výpočty sa používajú na určenie stupňov polarity medzi rôznymi väzbami; ale nie sú dostatočné na určenie, či je zlúčenina iónová, kovalentná alebo jej iónový charakter.
Referencie
- Whitten, Davis, Peck a Stanley. (2008). chémia (8. vydanie). CENGAGE Learning.
- Shiver a Atkins. (2008). Anorganická chémia. (Štvrté vydanie). Mc Graw Hill.
- Laura Nappi. (2019). Polárne a nepolárne kovalentné dlhopisy: Definície a príklady. Štúdia. Obnovené z: study.com
- Helmenstine, Anne Marie, Ph.D. (18. september 2019). Definícia a príklady polárnych dlhopisov (polárne kovalentné dlhopisy). Získané z: thinkco.com
- Elsevier BV (2019). Polar Covalent Bond. ScienceDirect. Obnovené z: sciposedirect.com
- Wikipedia. (2019). Chemická polarita. Obnovené z: en.wikipedia.org
- Anonymous. (5. júna 2019). Vlastnosti polárnych kovalentných dlhopisov. Chémia LibreTexts. Obnovené z: chem.libretexts.org