POLARE KOVALENTE BINDUNG: EIGENSCHAFTEN UND BEISPIELE - CHEMIE - 2025

Eine polare kovalente Bindung ist eine zwischen zwei chemischen Elementen gebildete, deren Elektronegativitätsunterschied erheblich ist, ohne sich jedoch einem rein ionischen Charakter anzunähern. Es ist daher eine starke Wechselwirkung zwischen den unpolaren kovalenten Bindungen und den ionischen Bindungen.

Es soll kovalent sein, weil theoretisch ein elektronisches Paar zwischen den beiden gebundenen Atomen gleich verteilt ist; Das heißt, die beiden Elektronen werden zu gleichen Teilen geteilt. Das E · Atom spendet ein Elektron, während · X das zweite Elektron zur Bildung der kovalenten E: X- oder EX-Bindung beiträgt.

In einer polaren kovalenten Bindung wird das Elektronenpaar nicht gleichmäßig geteilt. Quelle: Gabriel Bolívar.

Wie im obigen Bild zu sehen ist, befinden sich die beiden Elektronen jedoch nicht im Zentrum von E und X, was darauf hinweist, dass sie mit der gleichen Frequenz zwischen beiden Atomen "zirkulieren"; Sie sind eher näher an X als an E. Dies bedeutet, dass X das Elektronenpaar aufgrund seiner höheren Elektronegativität zu sich selbst hingezogen hat.

Da die Elektronen der Bindung näher an X als an E sind, wird um X ein Bereich hoher Elektronendichte erzeugt, δ-; während in E ein elektronenarmer Bereich δ + erscheint. Daher haben Sie eine Polarisation elektrischer Ladungen: eine polare kovalente Bindung.

Eigenschaften

Polaritätsgrade

Kovalente Bindungen sind von Natur aus sehr häufig. Sie sind in praktisch allen heterogenen Molekülen und chemischen Verbindungen vorhanden; da es letztendlich entsteht, wenn sich zwei verschiedene Atome E und X verbinden. Es gibt jedoch kovalente Bindungen, die polarer sind als andere, und um dies herauszufinden, muss man auf Elektronegativitäten zurückgreifen.

Je elektronegativer X ist und je weniger elektronegativ E (elektropositiv) ist, desto polarer ist die resultierende kovalente Bindung. Die herkömmliche Methode zur Schätzung dieser Polarität ist die folgende:

χ _X - χ _E.

Wobei χ die Elektronegativität jedes Atoms gemäß der Pauling-Skala ist.

Wenn diese Subtraktion oder Subtraktion Werte zwischen 0,5 und 2 hat, handelt es sich um eine polare Bindung. Daher ist es möglich, den Polaritätsgrad zwischen mehreren EX-Verbindungen zu vergleichen. Falls der erhaltene Wert höher als 2 ist, sprechen wir von einer Ionenbindung, E ⁺ X ^- und nicht von E ^{δ +} -X ^δ- .

Die Polarität der EX-Bindung ist jedoch nicht absolut, sondern hängt von der molekularen Umgebung ab; das heißt, in einem Molekül -EX-, in dem E und X kovalente Bindungen mit anderen Atomen bilden, beeinflussen letztere direkt den Polaritätsgrad.

Chemische Elemente, aus denen sie stammen

Obwohl E und X ein beliebiges Element sein können, verursachen nicht alle polare kovalente Bindungen. Wenn beispielsweise E ein stark elektropositives Metall ist, wie die alkalischen (Li, Na, K, Rb und Cs), und X ein Halogen (F, Cl, Br und I), neigen sie dazu, ionische Verbindungen (Na ⁺ Cl ^{- zu bilden).} ) und nicht Moleküle (Na-Cl).

Deshalb finden sich normalerweise polare kovalente Bindungen zwischen zwei nichtmetallischen Elementen; und in geringerem Maße zwischen nichtmetallischen Elementen und einigen Übergangsmetallen. Wenn Sie sich den p-Block des Periodensystems ansehen, haben Sie viele Möglichkeiten, diese Arten chemischer Bindungen zu bilden.

Polarer und ionischer Charakter

Bei großen Molekülen ist es nicht sehr wichtig, darüber nachzudenken, wie polar eine Bindung ist. Diese sind hochkovalent, und die Verteilung ihrer elektrischen Ladungen (wo sich die elektronenreichen oder armen Regionen befinden) zieht mehr Aufmerksamkeit auf sich als die Definition des Kovalenzgrades ihrer internen Bindungen.

Bei zweiatomigen oder kleinen Molekülen ist die Polarität E ^{δ +} -X ^δ- jedoch ziemlich relativ.

Dies ist kein Problem bei Molekülen, die zwischen nichtmetallischen Elementen gebildet werden. Wenn jedoch Übergangsmetalle oder Metalloide beteiligt sind, sprechen wir nicht mehr nur von einer polaren kovalenten Bindung, sondern von einer kovalenten Bindung mit einem bestimmten ionischen Charakter; und im Fall von Übergangsmetallen eine kovalente Koordinationsbindung aufgrund ihrer Natur.

Beispiele für polare kovalente Bindungen

CO

Die kovalente Bindung zwischen Kohlenstoff und Sauerstoff ist polar, da erstere weniger elektronegativ ist (χ _C = 2,55) als die zweite (χ _O = 3,44). Wenn wir also bei CO, C = O suchen, oder CO ^- Bindungen, werden wir wissen , dass sie polare Bindungen sind.

HX

Halogenwasserstoffe, HX, sind ideale Beispiele für das Verständnis der polaren Bindung in Ihren zweiatomigen Molekülen. Anhand der Elektronegativität von Wasserstoff (χ _H = 2,2) können wir abschätzen, wie polar diese Halogenide zueinander sind:

-HF (HF), ≤ _F (3,98) - ≤ _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

Beachten Sie, dass nach diesen Berechnungen die HF-Bindung die polarste von allen ist. Was nun sein ionischer Charakter ist, ausgedrückt als Prozentsatz, ist eine andere Sache. Dieses Ergebnis ist nicht überraschend, da Fluor das elektronegativste Element von allen ist.

Wenn die Elektronegativität von Chlor auf Iod abfällt, werden die H-Cl-, H-Br- und HI-Bindungen ebenfalls weniger polar. Die HI-Bindung sollte unpolar sein, ist aber tatsächlich polar und auch sehr "spröde"; bricht leicht.

Oh

Die OH-Polarbindung ist vielleicht die wichtigste von allen: Dank ihr existiert Leben, da sie mit dem Dipolmoment von Wasser zusammenarbeitet. Wenn wir den Unterschied zwischen den Elektronegativitäten von Sauerstoff und Wasserstoff schätzen, haben wir:

χ _O (3,44) - χ _H (2,2) = 1,24

Das Wassermolekül H ₂ O hat jedoch zwei dieser Bindungen, HOH. Dies und die Winkelgeometrie des Moleküls und seine Asymmetrie machen es zu einer hochpolaren Verbindung.

NH

Die NH-Bindung ist in den Aminogruppen von Proteinen vorhanden. Wiederholen Sie die gleiche Berechnung, die wir haben:

χ _N (3,04) - χ _H (2,2) = 0,84

Dies zeigt, dass die NH-Bindung weniger polar ist als OH (1,24) und FH (1,78).

Hässlich

Die Fe-O-Bindung ist wichtig, da ihre Oxide in Eisenmineralien enthalten sind. Mal sehen, ob es polarer als HO ist:

χ _O (3,44) - χ _Fe (1,83) = 1,61

Daher wird zu Recht angenommen, dass die Fe-O-Bindung polarer ist als die HO (1,24) -Bindung; oder was ist das gleiche wie zu sagen: Fe-O hat einen höheren ionischen Charakter als HO.

Diese Berechnungen werden verwendet, um die Polaritätsgrade zwischen verschiedenen Verbindungen herauszufinden; Sie reichen jedoch nicht aus, um festzustellen, ob eine Verbindung ionisch, kovalent oder ionisch ist.

Verweise

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