A polär kovalent bindning Det är den som bildas mellan två kemiska element vars elektronegativitetsskillnad är väsentlig men utan att närma sig en rent jonisk karaktär. Det är därför en stark mellanliggande interaktion mellan de apolära kovalenta bindningarna och de joniska bindningarna..
Det sägs vara kovalent eftersom det i teorin finns en lika delning av ett elektroniskt par mellan de två bundna atomerna; det vill säga de två elektronerna delas lika. Atomen E donerar en elektron, medan X bidrar med den andra elektronen för att bilda den kovalenta bindningen E: X eller E-X.
Som framgår av bilden ovan är de två elektronerna dock inte placerade i mitten av E och X, vilket indikerar att de "cirkulerar" med samma frekvens mellan båda atomerna; snarare är de närmare X än E. Detta betyder att X har lockat elektronparet mot sig själv på grund av dess högre elektronegativitet.
Eftersom elektronerna i bindningen är närmare X än E, skapas runt X en region med hög elektrontäthet, δ-; medan i E en elektronfattig region uppträder, δ +. Därför finns en polarisering av elektriska laddningar: en polär kovalent bindning.
Artikelindex
Kovalenta bindningar är mycket rikliga till sin natur. De är närvarande i praktiskt taget alla heterogena molekyler och kemiska föreningar; eftersom det i slutändan bildas när två olika atomer E och X binder. Det finns dock kovalenta bindningar som är mer polära än andra, och för att ta reda på måste man tillgripa elektronegativiteter.
Ju mer elektronegativt X är och ju mindre elektronegativt E är (elektropositivt), då blir den resulterande kovalenta bindningen mer polär. Det konventionella sättet att uppskatta denna polaritet är genom formeln:
χX - χOCH
Var χ är elektronegativiteten för varje atom enligt Pauling-skalan.
Om denna subtraktion eller subtraktion har värden mellan 0,5 och 2, blir det en polär bindning. Därför är det möjligt att jämföra graden av polaritet mellan olika E-X-länkar. Om det erhållna värdet är högre än 2 talar vi om en jonbindning, E.+X- Och det är det inte5+-X5-.
Emellertid är E-X-bindningens polaritet inte absolut utan beror på den molekylära omgivningen; det vill säga i en molekyl -E-X-, där E och X bildar kovalenta bindningar med andra atomer, påverkar den senare direkt nämnda grad av polaritet.
Även om E och X kan vara vilket element som helst, orsakar inte alla polära kovalenta bindningar. Till exempel, om E är en mycket elektropositiv metall, såsom de alkaliska (Li, Na, K, Rb och Cs), och X är en halogen (F, Cl, Br och I), kommer de att tendera att bilda jonföreningar (Na+Cl-och inga molekyler (Na-Cl).
Det är därför polära kovalenta bindningar vanligtvis finns mellan två icke-metalliska element; och i mindre grad mellan icke-metalliska element och vissa övergångsmetaller. Ser på blocket sid i det periodiska systemet har du många alternativ att bilda dessa typer av kemiska bindningar.
I stora molekyler är det inte särskilt viktigt att tänka på hur polär en bindning är; Dessa är mycket kovalenta, och fördelningen av deras elektriska laddningar (där de elektronrika eller fattiga regionerna är) drar mer uppmärksamhet än att definiera graden av kovalens av deras inre bindningar..
Emellertid med diatomiska eller små molekyler, nämnda polaritet E5+-X5- det är ganska relativt.
Detta är inte ett problem med molekyler bildade mellan icke-metalliska element; Men när övergångsmetaller eller metalloider deltar, talar vi inte längre bara om en polär kovalent bindning utan om en kovalent bindning med en viss jonisk karaktär; och i fallet med övergångsmetaller, med en kovalent koordinationsbindning med tanke på dess natur.
Den kovalenta bindningen mellan kol och syre är polär, eftersom den förra är mindre elektronegativ (χC = 2,55) än den andra (χELLER = 3,44). Därför, när vi ser C-O-, C = O- eller C-O-bindningarna-, vi vet att de är polära bindningar.
Vätehalogenider, HX, är perfekta exempel för att förstå polär bindning i dina diatomiska molekyler. Har elektronegativiteten för väte (χH = 2.2), kan vi uppskatta hur polära dessa halogenider är för varandra:
-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), χJag (2.66) - χH (2.2) = 0.46
Observera att enligt dessa beräkningar är HF-bindningen den mest polära av alla. Vad är dess joniska karaktär uttryckt i procent, är en annan sak. Detta resultat är inte förvånande eftersom fluor är det mest elektronegativa elementet av alla..
När elektronegativiteten faller från klor till jod blir H-Cl-, H-Br- och H-I-bindningarna också mindre polära. H-I-bindningen bör vara apolär, men den är faktiskt polär och också mycket "spröd"; bryter lätt.
O-H-polarbindningen är kanske den viktigaste av allt: tack vare det finns det liv, eftersom det samarbetar med dipolmomentet för vatten. Om vi uppskattar skillnaden mellan elektronegativiteten för syre och väten kommer vi att ha:
χELLER (3.44) - χH (2.2) = 1.24
Vattenmolekylen, HtvåEller, du har två av dessa obligationer, H-O-H. Detta och molekylens vinkelgeometri och dess asymmetri gör den till en mycket polär förening..
N-H-bindningen är närvarande i aminogrupperna i proteiner. Upprepa samma beräkning som vi har:
χN (3.04) - χH (2.2) = 0,84
Detta återspeglar att N-H-bindningen är mindre polär än O-H (1,24) och F-H (1,78).
Fe-O-bindningen är viktig eftersom dess oxider finns i järnmineraler. Låt oss se om det är mer polärt än H-O:
χELLER (3.44) - χTro (1,83) = 1,61
Följaktligen antas det med rätta att Fe-O-bindningen är mer polär än H-O (1,24) -bindningen; eller vad är samma som att säga: Fe-O har en större jonisk karaktär än H-O.
Dessa beräkningar används för att räkna ut polaritetsgraden mellan olika länkar; men de räcker inte för att bestämma om en förening är jonisk, kovalent eller dess joniska karaktär.
Ingen har kommenterat den här artikeln än.