POLĀRĀ KOVALENTĀ SAITE: RAKSTURLIELUMI UN PIEMĒRI - ĶĪMIJA

Polārā kovalentā saite ir viens veidojas starp diviem ķīmiskajiem elementiem, kuru Elektronegativitāte atšķirība ir būtiska, bet bez tuvojas tīri jonu raksturs. Tāpēc tā ir spēcīga starpposma mijiedarbība starp apolārajām kovalentajām saitēm un jonu saitēm.

Tiek apgalvots, ka tas ir kovalents, jo teorētiski elektroniskais pāris tiek dalīts vienādi starp diviem saistītajiem atomiem; tas ir, abi elektroni ir sadalīti vienādi. E · atoms ziedo elektronu, savukārt · X veido otro elektronu, veidojot E: X vai EX kovalento saiti.

Polārajā kovalentajā saitē elektronu pāri nav sadalīti vienādi. Avots: Gabriel Bolívar.

Tomēr, kā redzams attēlā iepriekš, divi elektroni neatrodas E un X centrā, norādot, ka tie "cirkulē" ar vienādu frekvenci starp abiem atomiem; drīzāk tie ir tuvāk X, nevis E. Tas nozīmē, ka X ir piesaistījis elektronu pāri pret sevi tā augstākās elektronegativitātes dēļ.

Tā kā saites elektroni ir tuvāk X nekā E, ap X veidojas liela elektronu blīvuma zona, δ-; savukārt E parādās elektronu trūcīgs reģions δ +. Tādēļ jums ir elektrisko lādiņu polarizācija: polārā kovalentā saite.

raksturojums

Polaritātes pakāpes

Kovalentās saites dabā ir ļoti bagātīgas. Tie atrodas praktiski visās neviendabīgās molekulās un ķīmiskajos savienojumos; jo galu galā tas veidojas, kad saista divi dažādi atomi E un X. Tomēr ir kovalentās saites, kas ir polārākas nekā citas, un, lai to uzzinātu, ir jāizmanto elektronegativitāte.

Jo vairāk elektronegatīvas X ir, un jo mazāk elektronegatīvas E ir (elektropozitīvas), tad iegūtā kovalentā saite būs polārāka. Parastais veids, kā novērtēt šo polaritāti, ir šāds:

χ _X - χ _E

Kur χ ir katra atoma elektronegativitāte pēc Polainga skalas.

Ja šai atņemšanai vai atņemšanai ir vērtības no 0,5 līdz 2, tad tā būs polārā saite. Tāpēc ir iespējams salīdzināt vairāku EX saišu polaritātes pakāpi. Ja iegūtā vērtība ir lielāka par 2, mēs runājam par jonu saiti, E ⁺ X ^- un nevis E ^{δ +} -X ^δ- .

Tomēr EX saites polaritāte nav absolūta, bet ir atkarīga no molekulārās apkārtnes; tas ir, molekulā -EX-, kur E un X veido kovalentās saites ar citiem atomiem, pēdējie tieši ietekmē minēto polaritātes pakāpi.

Ķīmiskie elementi, kas tos rada

Kaut arī E un X var būt jebkurš elements, ne visi no tiem izraisa polārās kovalentās saites. Piemēram, ja E ir ļoti elektropozitīvs metāls, piemēram, sārmaini (Li, Na, K, Rb un Cs) un X ir halogēns (F, Cl, Br un I), tie mēdz veidot jonu savienojumus (Na ⁺ Cl ^- ), nevis molekulas (Na-Cl).

Tāpēc parasti starp diviem nemetāliskiem elementiem ir atrodamas kolalentās saites; un mazākā mērā starp nemetāliskiem elementiem un dažiem pārejas metāliem. Aplūkojot periodiskās tabulas p bloku, jums ir daudz iespēju izveidot šāda veida ķīmiskās saites.

Polārs un jonu raksturs

Lielās molekulās nav īpaši svarīgi domāt par to, cik polāra ir saite; Tie ir ļoti kovalenti, un to elektrisko lādiņu sadalījums (kur ir bagāti ar elektroniem vai nabadzīgie reģioni) pievērš vairāk uzmanības nekā to iekšējo saišu kovalences pakāpes noteikšana.

Tomēr ar diatomiskām vai mazām molekulām minētā polaritāte E ^{δ +} -X ^δ- ir diezgan relatīva.

Tā nav problēma molekulām, kas veidojas starp nemetāliskiem elementiem; Bet, kad piedalās pārejas metāli vai metalloīdi, mēs vairs nerunājam tikai par polāro kovalento saiti, bet gan par kovalento saiti ar noteiktu jonu raksturu; un pārejas metālu gadījumā - ar kovalento koordinācijas saiti, ņemot vērā tā raksturu.

Polārās kovalentās saites piemēri

CO

Kovalentā saite starp oglekli un skābekli ir polāra, jo pirmā ir mazāk elektronegatīva (χ _C = 2,55) nekā otrā (χ _O = 3,44). Tāpēc, ja mēs skatāmies uz CO, C = O, vai CO ^- obligācijām, mēs zinām, ka tie ir polārie obligācijas.

HX

Ūdeņraža halogenīdi (HX) ir ideāli piemēri, lai izprastu diatomisko molekulu polāro saiti. Ņemot ūdeņraža elektronegativitāti (χ _H = 2,2), mēs varam aprēķināt, cik polāri šie halogenīdi ir savstarpēji:

-HF (HF), χ _F (3,98) - χ _H (2,2) = 1,78

-HCl (H-Cl), 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), χ _I (2,66) - χ _H (2,2) = 0,46

Ņemiet vērā, ka saskaņā ar šiem aprēķiniem HF saite ir vispolarākā no visām. Tagad tas, kas ir tā joniskais raksturs, kas izteikts procentos, ir cits jautājums. Šis rezultāts nav pārsteidzošs, jo fluors ir visvairāk elektronegatīvs elements no visiem.

Tā kā elektronegativitāte samazinās no hlora uz jodu, H-Cl, H-Br un HI saites arī kļūst mazāk polāras. HI saitei vajadzētu būt nepolārai, taču tā faktiski ir polāra un arī ļoti "trausla"; viegli saplīst.

Ak

OH polārā saite, iespējams, ir vissvarīgākā no visām: pateicoties tai, dzīvība pastāv, jo tā sadarbojas ar ūdens dipola momentu. Ja mēs novērtēsim atšķirību starp skābekļa un ūdeņraža elektronegativitāti, tad mums būs:

χ _O (3,44) - χ _H (2,2) = 1,24

Tomēr ūdens molekulā H ₂ O ir divas no šīm saitēm, HOH. Tas, kā arī molekulas leņķiskā ģeometrija un tās asimetrija padara to par ļoti polāru savienojumu.

NH

NH saite atrodas olbaltumvielu aminogrupās. Atkārtojot to pašu aprēķinu, kas mums:

χ _N (3,04) - χ _H (2,2) = 0,84

Tas atspoguļo to, ka NH saite ir mazāk polāra nekā OH (1,24) un FH (1,78).

Neglīts

Fe-O saite ir svarīga, jo tā oksīdi ir atrodami dzelzs minerālos. Apskatīsim, vai tas ir vairāk polārs nekā HO:

χ _O (3,44) - χ _Fe (1,83) = 1,61

Tāpēc pamatoti tiek pieņemts, ka Fe-O saite ir daudz polārāka nekā HO (1,24) saite; vai kas ir tas pats, kas teikt: Fe-O ir augstāks jonu raksturs nekā HO.

Šie aprēķini tiek izmantoti, lai noskaidrotu dažādu saišu polaritātes pakāpes; bet ar tiem nepietiek, lai noteiktu, vai savienojums ir jonu, kovalents vai tā joniskais raksturs.

Atsauces

Vaitens, Deiviss, Peks un Stenlijs. (2008). Ķīmija (8. izd.). CENGAGE mācīšanās.
Šiveris un Atkins. (2008). Neorganiskā ķīmija. (Ceturtais izdevums). Mc Graw Hill.
Laura Nappi. (2019. gads). Polārās un nepolārās kovalentās saites: definīcijas un piemēri. Pētījums. Atgūts no: study.com
Helmenstine, Anne Marie, Ph.D. (2019. gada 18. septembris). Polāro obligāciju definīcija un piemēri (Polar Covalent Bond). Atgūts no: domaco.com
Elsevier BV (2019. gads). Polārā kovalentā obligācija. ScienceDirect. Atgūts no: sciencedirect.com
Wikipedia. (2019. gads). Ķīmiskā polaritāte. Atgūts no: en.wikipedia.org
Anonīms. (2019. gada 5. jūnijs). Polaro kovalento obligāciju īpašības. Ķīmija LibreTexts. Atgūts no: chem.libretexts.org

POLĀRĀ KOVALENTĀ SAITE: RAKSTURLIELUMI UN PIEMĒRI - ĶĪMIJA - 2025