EN polar kovalent binding Det er den som er dannet mellom to kjemiske elementer hvis elektronegativitetsforskjell er betydelig, men uten å nærme seg en rent ionisk karakter. Det er derfor et sterkt mellomliggende samspill mellom de apolare kovalente bindingene og de ioniske bindingene..
Det sies å være kovalent fordi det i teorien er en likeverdig deling av et elektronisk par mellom de to bundet atomene; det vil si at de to elektronene deles likt. Atomet E donerer et elektron, mens X bidrar med det andre elektronet til å danne den kovalente bindingen E: X eller E-X.
Imidlertid, som vist på bildet ovenfor, er de to elektronene ikke plassert i midten av E og X, noe som indikerer at de "sirkulerer" med samme frekvens mellom begge atomene; snarere er de nærmere X enn E. Dette betyr at X har tiltrukket elektronparet mot seg selv på grunn av sin høyere elektronegativitet.
Ettersom elektronene til bindingen er nærmere X enn E, dannes rundt X et område med høy elektrondensitet, δ-; mens i E vises et elektronfattig område, δ +. Derfor er det en polarisering av elektriske ladninger: en polær kovalent binding.
Artikkelindeks
Kovalente bindinger er veldig rikelig i naturen. De er tilstede i praktisk talt alle heterogene molekyler og kjemiske forbindelser; siden den til slutt dannes når to forskjellige atomer E og X binder seg. Imidlertid er det kovalente bindinger som er mer polare enn andre, og for å finne ut av det, må man ty til elektronegativiteter.
Jo mer elektronegativ X er, og jo mindre elektronegativ E er (elektropositiv), vil den resulterende kovalente bindingen være mer polær. Den konvensjonelle måten å estimere denne polariteten på er gjennom formelen:
χX - χOG
Hvor χ er elektronegativiteten til hvert atom i henhold til Pauling-skalaen.
Hvis denne subtraksjonen eller subtraksjonen har verdier mellom 0,5 og 2, vil det være en polarbinding. Derfor er det mulig å sammenligne polaritetsgraden mellom forskjellige E-X lenker. Hvis den oppnådde verdien er høyere enn 2, snakker vi om en ionebinding, E.+X- Og det er det ikkeδ+-Xδ-.
Polariteten til E-X-bindingen er imidlertid ikke absolutt, men avhenger av de molekylære omgivelsene; det vil si i et molekyl -E-X-, der E og X danner kovalente bindinger med andre atomer, har sistnevnte direkte innflytelse på nevnte grad av polaritet.
Selv om E og X kan være hvilket som helst element, forårsaker ikke alle polare kovalente bindinger. For eksempel, hvis E er et meget elektropositivt metall, slik som de alkaliske (Li, Na, K, Rb og Cs), og X er et halogen (F, Cl, Br og I), vil de ha en tendens til å danne ioniske forbindelser (Na+Cl-) og ingen molekyler (Na-Cl).
Det er derfor polare kovalente bindinger vanligvis finnes mellom to ikke-metalliske elementer; og i mindre grad mellom ikke-metalliske elementer og noen overgangsmetaller. Ser på blokken s i det periodiske systemet har du mange muligheter for å danne disse typer kjemiske bindinger.
I store molekyler er det ikke veldig viktig å tenke på hvor polar en binding er; Disse er svært kovalente, og fordelingen av deres elektriske ladninger (der de elektronrike eller fattige regionene er) trekker mer oppmerksomhet enn å definere graden av kovalens av deres indre bindinger..
Imidlertid, med diatomiske eller små molekyler, sa polariteten Eδ+-Xδ- det er ganske relativt.
Dette er ikke et problem med molekyler dannet mellom ikke-metalliske elementer; Men når overgangsmetaller eller metalloider deltar, snakker vi ikke lenger bare om en polær kovalent binding, men om en kovalent binding med en viss ionisk karakter; og når det gjelder overgangsmetaller, med en kovalent koordineringsbinding gitt sin natur.
Den kovalente bindingen mellom karbon og oksygen er polær, fordi førstnevnte er mindre elektronegativ (χC = 2,55) enn det andre (χELLER = 3,44). Derfor, når vi ser C-O, C = O eller C-O obligasjoner-, vi vil vite at de er polare bindinger.
Hydrogenhalogenider, HX, er ideelle eksempler for å forstå polarbinding i diatomiske molekyler. Har elektronegativiteten til hydrogen (χH = 2.2), kan vi estimere hvor polære disse halogenidene er for hverandre:
-HF (H-F), χF (3.98) - χH (2.2) = 1,78
-HCl (H-Cl), χCl (3.16) - χH (2.2) = 0.96
-HBr (H-Br), χBr (2.96) - χH (2.2) = 0.76
-HI (H-I), χJeg (2.66) - χH (2.2) = 0.46
Merk at ifølge disse beregningene er HF-bindingen den mest polare av alle. Nå, hva er dets ioniske karakter uttrykt i prosent, er en annen sak. Dette resultatet er ikke overraskende fordi fluor er det mest elektronegative elementet av alle..
Ettersom elektronegativiteten faller fra klor til jod, blir H-Cl, H-Br og H-I bindinger også mindre polare. H-I-bindingen skal være apolar, men den er faktisk polær og også veldig "sprø"; bryter lett.
O-H polarbindingen er kanskje den viktigste av alt: takket være det eksisterer livet, siden det samarbeider med dipolmomentet til vann. Hvis vi estimerer forskjellen mellom elektronegativitetene til oksygen og hydrogener, vil vi ha:
χELLER (3.44) - χH (2.2) = 1.24
Vannmolekylet, HtoEller du har to av disse bindingene, H-O-H. Dette, og molekylets vinkelgeometri og dets asymmetri, gjør det til en svært polær forbindelse..
NH-bindingen er til stede i aminogruppene i proteiner. Gjenta samme beregning som vi har:
χN (3.04) - χH (2.2) = 0.84
Dette gjenspeiler at N-H-bindingen er mindre polær enn O-H (1,24) og F-H (1,78).
Fe-O-bindingen er viktig fordi oksidene finnes i jernmineraler. La oss se om det er mer polar enn H-O:
χELLER (3.44) - χTro (1,83) = 1,61
Derfor antas det med rette at Fe-O-bindingen er mer polær enn H-O (1,24) -bindingen; eller hva er det samme som å si: Fe-O har større ionisk karakter enn H-O.
Disse beregningene brukes til å finne ut gradene av polaritet mellom forskjellige lenker; men de er ikke nok til å bestemme om en forbindelse er ionisk, kovalent eller dens ioniske karakter.
Ingen har kommentert denne artikkelen ennå.