A polární kovalentní vazba Je to ten, který vznikl mezi dvěma chemickými prvky, jejichž rozdíl elektronegativity je podstatný, ale aniž by se přiblížil čistě iontovému charakteru. Jedná se tedy o silnou mezilehlou interakci mezi nepolárními kovalentními vazbami a iontovými vazbami..
Říká se, že je kovalentní, protože teoreticky existuje stejné sdílení elektronického páru mezi dvěma vázanými atomy; to znamená, že dva elektrony jsou sdíleny stejně. Atom E daruje elektron, zatímco X přispívá druhým elektronem k vytvoření kovalentní vazby E: X nebo E-X.
Jak je však vidět na obrázku výše, tyto dva elektrony nejsou umístěny ve středu E a X, což naznačuje, že „cirkulují“ se stejnou frekvencí mezi oběma atomy; spíše jsou blíže X než E. To znamená, že X přitahoval pár elektronů k sobě kvůli své vyšší elektronegativitě.
Vzhledem k tomu, že elektrony vazby jsou blíže k X než k E, kolem X je vytvořena oblast s vysokou hustotou elektronů, δ-; zatímco v E se objeví elektronově chudá oblast, δ +. Proto dochází k polarizaci elektrických nábojů: polární kovalentní vazba.
Rejstřík článků
Kovalentní vazby jsou v přírodě velmi bohaté. Jsou přítomny prakticky ve všech heterogenních molekulách a chemických sloučeninách; protože se nakonec vytvoří, když se spojí dva různé atomy E a X. Existují však kovalentní vazby polárnější než jiné, a aby bylo možné zjistit, je třeba uchýlit se k elektronegativitám.
Čím elektronegativnější X je a čím méně elektronegativní E je (elektropozitivní), pak bude výsledná kovalentní vazba polárnější. Konvenční způsob, jak odhadnout tuto polaritu, je pomocí vzorce:
χX - χA
Kde χ je elektronegativita každého atomu podle Paulingovy stupnice.
Pokud má toto odčítání nebo odčítání hodnoty mezi 0,5 a 2, pak to bude polární vazba. Proto je možné porovnat stupeň polarity mezi různými E-X odkazy. V případě, že získaná hodnota je vyšší než 2, mluvíme o iontové vazbě, E+X- A neníδ+-Xδ-.
Avšak polarita vazby E-X není absolutní, ale závisí na molekulárním okolí; to znamená v molekule -E-X-, kde E a X tvoří kovalentní vazby s jinými atomy, tyto přímo ovlivňují uvedený stupeň polarity.
Ačkoli E a X může být jakýkoli prvek, ne všechny způsobují polární kovalentní vazby. Například pokud E je vysoce elektropozitivní kov, jako jsou 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 žádné molekuly (Na-Cl).
Proto se polární kovalentní vazby obvykle nacházejí mezi dvěma nekovovými prvky; a v menší míře mezi nekovovými prvky a některými přechodnými kovy. Sledování bloku p periodické tabulky, máte mnoho možností k vytvoření těchto typů chemických vazeb.
U velkých molekul není příliš důležité přemýšlet o tom, jak je polární vazba; Jsou vysoce kovalentní a distribuce jejich elektrických nábojů (kde jsou oblasti bohaté nebo špatné na elektrony) přitahuje více pozornosti než definování stupně kovalence jejich vnitřních vazeb..
S diatomickými nebo malými molekulami však uvedená polarita Eδ+-Xδ- je to docela relativní.
To není problém s molekulami vytvořenými mezi nekovovými prvky; Ale když se 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 vazba vzhledem k její povaze.
Kovalentní vazba mezi uhlíkem a kyslíkem je polární, protože první je méně elektronegativní (χC = 2,55) než druhá (χNEBO = 3,44). Když tedy vidíme vazby C-O, C = O nebo C-O-, budeme vědět, že jsou to polární vazby.
Halogenovodíky, HX, jsou ideální příklady pro pochopení polární vazby ve vašich rozsivkových molekulách. Mající elektronegativitu vodíku (χH = 2,2), můžeme odhadnout, jak polární jsou tyto halogenidy navzájem:
-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), χJá (2,66) - χH (2,2) = 0,46
Všimněte si, že podle těchto výpočtů je vazba H-F ze všech nejpolárnější. Co je jeho iontový charakter vyjádřený v procentech, je další věc. Tento výsledek není překvapující, protože fluor je nejelektronegativnějším prvkem ze všech..
Jak elektronegativita klesá z chloru na jod, vazby H-Cl, H-Br a H-I se také stávají méně polárními. Vazba H-I by měla být nepolární, ale ve skutečnosti je polární a také velmi „křehká“; snadno se rozbije.
Polární vazba O-H je možná nejdůležitější ze všech: díky ní existuje život, protože spolupracuje s dipólovým momentem vody. Pokud odhadneme rozdíl mezi elektronegativitami kyslíku a vodíků, budeme mít:
χNEBO (3,44) - χH (2.2) = 1,24
Molekula vody, HdvaNebo máte dvě z těchto vazeb, H-O-H. Toto a úhlová geometrie molekuly a její asymetrie z ní činí vysoce polární sloučeninu..
Vazba N-H je přítomna v aminoskupinách proteinů. Opakujeme stejný výpočet, který máme:
χN (3,04) - χH (2.2) = 0,84
To odráží, že vazba N-H je méně polární než O-H (1,24) a F-H (1,78).
Vazba Fe-O je důležitá, protože její oxidy se nacházejí v železných minerálech. Uvidíme, jestli je polárnější než H-O:
χNEBO (3,44) - χVíra (1,83) = 1,61
Proto se správně předpokládá, že vazba Fe-O je polárnější než vazba H-O (1,24); nebo co je stejné jako říkat: Fe-O má větší iontový charakter než H-O.
Tyto výpočty se používají k určení stupňů polarity mezi různými články; ale nestačí k určení, zda je sloučenina iontová, kovalentní nebo její iontový charakter.
Zatím žádné komentáře