Čo je to Polar Covalent Link? (s príkladmi)

polárna kovalentná väzba je kovalentná väzba medzi dvoma atómami, kde elektróny, ktoré tvoria väzbu, sú nerovnomerne rozdelené.

Náboj elektrických dipólov je menší ako celkový náboj jednotky, takže sú považované za čiastkové náboje a sú označené delta plus (δ +) a delta mínus (δ-) (Boundless, 2016).

Pretože pozitívne a negatívne náboje sú oddelené vo väzbe, molekuly s polárnymi kovalentnými väzbami interagujú s dipólmi v iných molekulách.

To vytvára dipólovo-dipólové medzimolekulové sily medzi nimi (Helmenstine, Polar Bond Definícia a príklady, 2017).

Elektronegativita a polarita väzby

Polarita väzby (miera, do akej je polárna) je do značnej miery určená relatívnymi elektronegativnosťami viazaných atómov..

Elektronegativita (χ) je definovaná ako schopnosť atómu v molekule alebo ión priťahovať elektróny k sebe. Existuje teda priama korelácia medzi elektronegativitou a polaritou väzby (Polar Covalent Bonds, S.F.).

Väzba je nepolárna, ak pripojené atómy majú rovnaké alebo podobné elektrónové elektrónky. Ak elektronegativity pripojených atómov nie sú rovnaké, možno povedať, že väzba je polarizovaná smerom k najviac elektronegatívnemu atómu..

Väzba, v ktorej je elektronegativita B (χB) väčšia ako napríklad elektronegativita A (χA), je indikovaná čiastočným záporným nábojom na najviac elektronegatívnom atóme:

^δ+-B ^δ-

Čím vyššia je hodnota elektronegativity, tým väčšia sila atómu priťahuje pár väzbových elektrónov.

Obrázok 1 zobrazuje hodnoty elektronegativity rôznych prvkov pod každým symbolom v periodickej tabuľke.

S určitými výnimkami sa elektrónové elektriny zvyšujú zľava doprava, v určitom období a znižujú sa zhora nadol v rodine. (Elektronegativita: klasifikácia typu Bond, S.F.).

Elektronegativity poskytujú informácie o tom, čo sa stane s párom väzbových elektrónov, keď sa spoja dva atómy.

Polárne kovalentné väzby sa tvoria, keď majú príslušné atómy rozdiel elektronegativity medzi 0,5 a 1,7.

Atóm, ktorý najsilnejšie priťahuje pár väzbových elektrónov, je mierne negatívnejší, zatiaľ čo druhý atóm je o niečo pozitívnejší a vytvára dipól v molekule.

Čím väčší je rozdiel v elektronegativitách, atómy zapojené do väzby budú negatívne a pozitívne. (ELEKTRONEGATIVITA A POLAR COVALENT BONDING, S.F.).

Polárne väzby sú deliacou čiarou medzi čistou kovalentnou väzbou a čistou iónovou väzbou.

Čisté kovalentné väzby (nepolárne kovalentné väzby) zdieľajú páry elektrónov rovnako medzi atómami.

Technicky je nepolárne spojenie iba vtedy, keď sú atómy navzájom identické (napríklad plyn H₂ alebo plynný Cl₂), ale chemici považujú akúkoľvek väzbu medzi atómami s rozdielom v elektronegativite menej ako 0,4 za nepolárnu kovalentnú väzbu.

Napríklad oxid uhličitý (CO₂) a metánu (CH₄) sú nepolárne molekuly.

V iónových väzbách sú elektróny vo väzbe v podstate darované jednému atómu iným (napr. NaCl).

Iónové väzby sa tvoria medzi atómami, keď rozdiel v elektronegativite medzi nimi je väčší ako 1,7. V prípade iónových väzieb nedochádza k zdieľaniu elektrónov a spojenie vzniká elektrostatickými silami.

Príklady polárnych kovalentných väzieb

Voda (H₂O) je najklasickejším príkladom polárnej molekuly. Hovorí sa, že voda je univerzálnym rozpúšťadlom, ale to neznamená, že všetko rozpúšťa všetko univerzálne, ale vďaka svojmu množstvu je ideálnym rozpúšťadlom na rozpúšťanie polárnych látok (Helmenstine, 2017).

Podľa hodnôt na obrázku 1 je hodnota elektronegativity kyslíka 3,44, zatiaľ čo elektronegativita vodíka je 2,10..

Nerovnosť v distribúcii elektrónov vysvetľuje ohnutú formu molekuly. "Kyslík" strana molekuly má záporný čistý náboj, zatiaľ čo dva atómy vodíka (na druhej "strane") majú čistý kladný náboj (obrázok 3).

Ďalším príkladom molekuly, ktorá má polárnu kovalentnú väzbu, je chlorovodík (HCl).

Chlór je najviac elektronegatívny atóm, takže elektróny vo väzbe sú viac spojené s atómom chlóru ako s atómom vodíka..

Dipól je vytvorený s chlórovou stranou, ktorá má záporný čistý náboj a vodíková strana má čistý kladný náboj. Chlorovodík je lineárna molekula, pretože existujú len dva atómy, takže nie je možná iná geometria.

Molekula amoniaku (NH₃) a amíny a amidy majú polárne kovalentné väzby medzi atómami dusíka, vodíka a substituentu.

V prípade amoniaku je dipól taký, že atóm dusíka je zápornejšie nabitý, pričom všetky tri atómy vodíka sú na jednej strane atómu dusíka s kladným nábojom..

Asymetrické zlúčeniny vykazujú polárne kovalentné vlastnosti. Organická zlúčenina s funkčnými skupinami, ktoré majú rozdiel elektronegativity, vykazuje polaritu.

Napríklad 1-chlórbután (CH₃-CH₂-CH₂-CH₂Cl) vykazuje čiastočný záporný náboj na Cl a čiastočný kladný náboj rozložený na atómoch uhlíka. Toto sa nazýva indukčný účinok (TutorVista.com, S.F.).

referencie

1. (2016, 17. august). Kovalentné dlhopisy a iné dlhopisy a interakcie. Obnovené z boundless.com.
2. ELEKTRONEGATÍVNOSŤ A POLAR COVALENT BONDING. (S.F.). Obnovené z dummies.com.
3. Elektronegativita: Klasifikácia typu spoja. (S.F.). Zdroj: chemteam.info.
4. Helmenstine, A. M. (2017, 12. apríl). Príklady polárnych a nepolárnych molekúl. Zdroj: thinkco.com.
5. Helmenstine, A. M. (2017, 17. február). Definícia polárnych väzieb a príklady. Zdroj: thinkco.com.
6. Polar Covalent Bonds. (S.F.). Získané z saylordotorg.github.io.