POLÁRNÍ KOVALENTNÍ VAZBA: VLASTNOSTI A PŘÍKLADY - CHEMIE

Polární kovalentní vazba je jeden vytvořen mezi dvěma chemických prvků, jejichž elektronegativita rozdíl je podstatný, ale aniž by se blíží čistě iontový charakter. Jedná se tedy o silnou mezilehlou interakci mezi nepolárními kovalentními vazbami a iontovými vazbami.

Říká se, že je kovalentní, protože teoreticky existuje stejné sdílení elektronické dvojice mezi dvěma vázanými atomy; to znamená, že oba elektrony jsou sdíleny stejně. Atom atomu · daruje elektron, zatímco · X přispívá druhým elektronem k vytvoření kovalentní vazby E: X nebo EX.

V polární kovalentní vazbě pár elektronů není sdílen stejně. Zdroj: Gabriel Bolívar.

Jak je však vidět na obrázku výše, dva elektrony nejsou umístěny ve středu E a X, což naznačuje, že "cirkulují" se stejnou frekvencí mezi oběma atomy; spíše jsou blíže k X než k E. To znamená, že X přitáhl pár elektronů k sobě kvůli své vyšší elektronegativitě.

Protože elektrony vazby jsou blíže k X než k E, kolem X se vytvoří oblast s vysokou hustotou elektronů, 8; zatímco v E se objeví oblast chudá na elektrony, 5 +. Proto máte polarizaci elektrických nábojů: polární kovalentní vazbu.

vlastnosti

Stupně polarity

Kovalentní vazby jsou v přírodě velmi bohaté. Jsou přítomny prakticky ve všech heterogenních molekulách a chemických sloučeninách; protože se nakonec vytvoří, když se dva různé atomy E a X spojí. Existují však kovalentní vazby více polární než ostatní, a abychom to zjistili, musíme se uchýlit k elektronegativitám.

Čím více je elektronegativní X a čím méně elektronegativní E je (elektropozitivní), výsledná kovalentní vazba bude více polární. Obvyklý způsob, jak odhadnout tuto polaritu, je pomocí vzorce:

χ _X - χ _E

Kde χ je elektronegativita každého atomu podle Paulingovy stupnice.

Pokud má tento odečet nebo odečet hodnoty mezi 0,5 a 2, bude to polární vazba. Proto je možné porovnat stupeň polarity mezi několika EX spoji. V případě, že je získaná hodnota vyšší než 2, mluvíme o iontové vazbě, E ⁺ X ^- a ne E ^{δ +} -X ^δ-.

Polarita EX vazby však není absolutní, ale závisí na molekulárním prostředí; to znamená, že v molekule -EX-, kde E a X tvoří kovalentní vazby s jinými atomy, tyto přímo ovlivňují uvedený stupeň polarity.

Chemické prvky, které je vytvářejí

Ačkoli E a X mohou být jakýmkoli prvkem, ne všechny z nich způsobují polární kovalentní vazby. Například, pokud E je vysoce elektropozitivní kov, jako alkalické kovy (Li, Na, K, Rb a Cs) a X je halogen (F, Cl, Br a I), budou mít tendenci tvořit iontové sloučeniny (Na ⁺ Cl ^-) a ne molekuly (Na-Cl).

Proto se obvykle vyskytují polární kovalentní vazby mezi dvěma nekovovými prvky; a v menší míře mezi nekovovými prvky a některými přechodnými kovy. Při pohledu na blok p periodické tabulky máte mnoho možností, jak tyto typy chemických vazeb vytvořit.

Polární a iontový charakter

Ve velkých molekulách není příliš důležité přemýšlet o tom, jak je polární vazba; Tito jsou vysoce kovalentní a distribuce jejich elektrických nábojů (kde jsou elektrony bohaté nebo chudé regiony) přitahuje více pozornosti než definování stupně kovalence jejich vnitřních vazeb.

Nicméně, s diatomic nebo malé molekuly, přičemž polarita E ^{δ +} X ^δ- je poměrně relativní.

Toto není problém s molekulami vytvořenými mezi nekovovými prvky; Když se však účastní přechodné kovy nebo metaloidy, nemluvíme už jen o polární kovalentní vazbě, ale o kovalentní vazbě s určitým iontovým charakterem; a v případě přechodných kovů kovalentní koordinační vazbu vzhledem k jeho povaze.

Příklady polární kovalentní vazby

CO

Kovalentní vazba mezi uhlíkem a kyslíkem je polární, protože první je méně elektronegativní (χ _C = 2,55) než druhá (χ _O = 3,44). Proto, když se podíváme na CO, C = O nebo CO ^- dluhopisy, budeme vědět, že jsou polární vazby.

HX

Halogenidy vodíku, HX, jsou ideálním příkladem pro pochopení polární vazby ve vašich rozsivkových molekulách. Při elektronegativitě vodíku (χ _H = 2,2) můžeme odhadnout, jak polární jsou tyto halogenidy vůči sobě:

-HF (HF), X _F (3,98) - X _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), X _I (2,66) - X _H (2,2) = 0,46

Všimněte si, že podle těchto výpočtů je HF vazba nejpolárnější ze všech. Jaká je jeho iontová povaha vyjádřená v procentech, je jiná záležitost. Tento výsledek není překvapivý, protože fluor je nejvíce elektronegativní prvek ze všech.

Jak elektronegativita klesá z chloru na jód, vazby H-Cl, H-Br a HI se rovněž stávají méně polárními. HI vazba by měla být nepolární, ale ve skutečnosti je polární a také velmi „křehká“; snadno se zlomí.

Ach

OH polární pouta je možná nejdůležitější ze všeho: díky ní existuje život, protože spolupracuje s dipólovým okamžikem vody. Pokud odhadneme rozdíl mezi elektronegativitami kyslíku a vodíku, budeme mít:

χ _O (3,44) - χ _H (2,2) = 1,24

Nicméně, molekula vody, H ₂ O, má dvě z těchto vazeb, HOH. To a úhlová geometrie molekuly a její asymetrie z ní činí vysoce polární sloučeninu.

NH

NH vazba je přítomna v aminoskupinách proteinů. Opakujeme stejný výpočet, jaký máme:

χ _N (3,04) - χ _H (2,2) = 0,84

To odráží, že vazba NH je méně polární než OH (1,24) a FH (1,78).

Škaredý

Vazba Fe-O je důležitá, protože její oxidy se nacházejí v minerálech železa. Uvidíme, jestli je polárnější než HO:

χ _O (3,44) - χ _Fe (1,83) = 1,61

Proto se správně předpokládá, že vazba Fe-O je polárnější než vazba HO (1.24); nebo co je stejné jako říká: Fe-O má vyšší iontový charakter než HO.

Tyto výpočty se používají k určení stupňů polarity mezi různými vazbami; ale nestačí k určení, zda je sloučenina iontová, kovalentní nebo její iontový charakter.

Reference

Whitten, Davis, Peck a Stanley. (2008). Chemie (8. ed.). CENGAGE Učení.
Shiver & Atkins. (2008). Anorganická chemie. (Čtvrté vydání). Mc Graw Hill.
Laura Nappi. (2019). Polární a nepolární kovalentní dluhopisy: Definice a příklady. Studie. Obnoveno z: study.com
Helmenstine, Anne Marie, Ph.D. (18. září 2019). Definice a příklady polárních vazeb (Polar Covalent Bond). Obnoveno z: thinkco.com
Elsevier BV (2019). Polární kovalentní dluhopis. ScienceDirect. Obnoveno z: sciposedirect.com
Wikipedia. (2019). Chemická polarita. Obnoveno z: en.wikipedia.org
Anonymní. (5. června 2019). Vlastnosti polárních kovalentních dluhopisů. Chemistry LibreTexts. Obnoveno z: chem.libretexts.org

POLÁRNÍ KOVALENTNÍ VAZBA: VLASTNOSTI A PŘÍKLADY - CHEMIE - 2025