Hvad er en polar kovalent link? (med eksempler)

en polar kovalent binding er en kovalent binding mellem to atomer, hvor de elektroner, der danner bindingen, er ujævnt fordelt.

Ladningen af ​​de elektriske dipoler er mindre end en komplet enhedsladning, så de betragtes som delafgifter og betegnes med delta plus (δ +) og delta minus (δ-) (Boundless, 2016).

Fordi de positive og negative ladninger adskilles i bindingen, interagerer molekyler med polære kovalente bindinger med dipoler i andre molekyler.

Dette frembringer dipole-dipol-intermolekylære kræfter mellem dem (Helmenstine, Polar Bond Definition og Examples, 2017).

Elektronegativitet og bindende polaritet

Polariteten af ​​en binding (graden til hvilken den er polær) bestemmes i høj grad af de relative elektronegativiteter af de bundne atomer.

Elektronegativitet (x) er defineret som et atoms evne i et molekyle eller en ion til at tiltrække elektroner til sig selv. Der er derfor en direkte sammenhæng mellem elektronegativitet og bindingspolaritet (Polar Covalent Bonds, S.F.).

En binding er ikke-polær, hvis de vedhæftede atomer har de samme eller tilsvarende elektronegativiteter. Hvis elektronegativiteterne af de vedhæftede atomer ikke er ens, kan det siges, at bindingen polariseres mod det mest elektronegative atom.

En binding, hvori den elektronegativitet af B (xB) er større end den elektronegativitet af A (xA), for eksempel, er angivet med den partielle negative ladning på det mest elektronegative atom:

En ^δ+-B ^δ-

Jo højere værdien af ​​elektronegativitet er, desto større er atomets kraft for at tiltrække et par bindende elektroner.

Figur 1 viser elektronegativitetsværdierne for de forskellige elementer under hvert symbol i det periodiske bord.

Med nogle undtagelser stiger elektronegativiteter fra venstre mod højre i en periode og falder fra top til bund i en familie. (Electronegativity: Classifying Bond Type, S.F.).

Elektronegativiteterne giver information om, hvad der vil ske med paret af bindingselektroner, når to atomer kommer sammen.

Polære kovalente bindinger dannes, når de involverede atomer har forskel på elektronegativitet mellem 0,5 og 1,7.

Atomet der stærkest tiltrækker to bindingselektroner er lidt mere negativt, mens det andet atom er lidt mere positivt, hvilket skaber en dipol i molekylet.

Jo større forskellen i elektronegativiteter, de involverede atomer vil være mere negativ og positiv. (ELEKTRONEGATIVITET OG POLAR COVALENT BONDING, S.F.).

Polære bindinger er skillelinjen mellem ren kovalent binding og ren ionbinding.

Rene kovalente bindinger (ikke-polære kovalente bindinger) deler par elektroner ligeligt mellem atomer.

Teknisk set forekommer det ikke-polære kryds, når atomerne er identiske med hinanden (for eksempel gas H₂ eller Cl gas₂), men kemikere betragter enhver binding mellem atomer med en forskel i elektronegativitet på mindre end 0,4 for at være en ikke-polær kovalent binding.

For eksempel er kuldioxid (CO₂) og methan (CH₄) er ikke-polære molekyler.

I ioniske bindinger doneres elektronerne i bindingen i det væsentlige til et atom ved den anden (fx NaCl).

Joniske bindinger dannes mellem atomer, når forskellen i elektronegativitet mellem dem er større end 1,7. I tilfælde af ionbindinger er der ingen deling af elektroner, og foreningen forekommer ved elektrostatiske kræfter.

Eksempler på polære kovalente bindinger

Vandet (H₂O) er det mest klassiske eksempel på et polært molekyle. Det siges at vand er det universelle opløsningsmiddel, men det betyder ikke, at det opløser alt universelt, men på grund af dets overflod er det et ideelt opløsningsmiddel til at opløse polære stoffer (Helmenstine, 2017).

I henhold til værdierne i figur 1 er iltens elektronegativitetsværdi 3,44, mens hydrogenens elektronegativitet er 2,10..

Ujævnhed i fordelingen af ​​elektroner forklarer molekylens bøjede form. "Oxygen" -siden af ​​molekylet har en negativ nettoladning, mens de to hydrogenatomer (på den anden side) har en netto positiv ladning (figur 3).

Hydrogenchlorid (HCI) er et andet eksempel på et molekyle, der har en polær kovalent binding.

Klor er det mest elektronegative atom, så elektronerne i bindingen er tættere forbundet med chloratomet end med hydrogenatomet.

En dipol dannes med klorsiden, der har en negativ nettoladning, og hydrogensiden har en positiv nettoladning. Hydrogenchlorid er et lineært molekyle, fordi der kun er to atomer, så ingen anden geometri er mulig.

Ammoniakmolekylet (NH₃) og aminerne og amiderne har polære kovalente bindinger mellem nitrogen-, hydrogen- og substituentatomer.

I tilfælde af ammoniak er dipolen sådan, at nitrogenatomet er mere negativt ladet, med alle tre hydrogenatomer alt på den ene side af nitrogenatomet med en positiv ladning.

De asymmetriske forbindelser udviser polære kovalente egenskaber. En organisk forbindelse med funktionelle grupper, der har elektronegativitetsforskel, viser polaritet.

For eksempel er 1-chlorbutan (CH₃-CH₂-CH₂-CH₂Cl) viser en delvis negativ ladning på Cl og den partielle positive ladning fordelt over carbonatomerne. Dette kaldes den induktive effekt (TutorVista.com, S.F.).

referencer

1. (2016, august 17). Kovalente Obligationer og Andre Obligationer og Interaktioner. Gendannet fra boundless.com.
2. ELEKTRONEGATIVITET OG POLAR COVALENT BONDING. (S.F.). Gendannet fra dummies.com.
3. Elektronegativitet: Klassificering af Bond Type. (S.F.). Hentet fra chemteam.info.
4. Helmenstine, A. M. (2017, 12. april). Eksempler på polære og ikke-polære molekyler. Hentet fra thoughtco.com.
5. Helmenstine, A. M. (2017, 17. februar). Polar Bond Definition og Eksempler. Hentet fra thoughtco.com.
6. Polære Kovalente Obligationer. (S.F.). Genvundet fra saylordotorg.github.io.