POLAR KOVALENT BAĞ: ÖZELLIKLER VE ÖRNEKLER - KIMYA - 2025

Bir polar kovalent bir bağ , bir iki kimyasal olan elektronegatiflik farkı önemli olan elemanlar, ancak tamamen iyonik karaktere yaklaşan olmadan arasında oluşturulmuştur. Bu nedenle, apolar kovalent bağlar ve iyonik bağlar arasında güçlü bir ara etkileşimdir.

Kovalent olduğu söylenir çünkü teoride iki bağlı atom arasında bir elektronik çiftin eşit paylaşımı vardır; yani, iki elektron eşit olarak paylaşılır. E atomu bir elektron bağışlarken, X ikinci elektronun E: X veya EX kovalent bağını oluşturmasına katkıda bulunur.

Kutupsal bir kovalent bağda, elektron çifti eşit olarak paylaşılmaz. Kaynak: Gabriel Bolívar.

Bununla birlikte, yukarıdaki resimde görüldüğü gibi, iki elektron E ve X'in merkezinde bulunmaz, bu da her iki atom arasında aynı frekansta "dolaştıklarını" gösterir; E'den ziyade X'e daha yakındırlar. Bu, X'in daha yüksek elektronegatifliği nedeniyle elektron çiftini kendisine çektiğini gösterir.

Bağın elektronları X'e E'den daha yakın olduğundan, X çevresinde yüksek elektron yoğunluğuna sahip bir bölge oluşturulur, δ-; E'de elektron açısından fakir bir bölge olan δ + görünür. Bu nedenle, elektrik yüklerinin bir polarizasyonuna sahipsiniz: kutupsal bir kovalent bağ.

karakteristikleri

Polarite dereceleri

Kovalent bağlar doğada çok fazladır. Pratik olarak tüm heterojen moleküllerde ve kimyasal bileşiklerde bulunurlar; çünkü sonuçta, iki farklı E ve X atomu bağlandığında oluşur. Bununla birlikte, diğerlerinden daha kutupsal kovalent bağlar vardır ve bunu bulmak için elektronegatifliklere başvurulmalıdır.

Elektronegatif X ne kadar fazlaysa ve elektronegatif E ne kadar azsa (elektropozitif), o zaman ortaya çıkan kovalent bağ daha polar olacaktır. Bu polariteyi tahmin etmenin geleneksel yolu aşağıdaki formüle bağlıdır:

χ _X - χ _E

Χ Pauling ölçeğine göre her atomun elektronegatifliğidir.

Bu çıkarma veya çıkarma işleminin 0,5 ile 2 arasında değerleri varsa, o zaman bir polar bağ olacaktır. Bu nedenle, birkaç EX bağlantısı arasındaki polarite derecesini karşılaştırmak mümkündür. Elde edilen değerin 2'den yüksek olması durumunda, iyonik bir bağdan bahsediyoruz, E ⁺ X ^- ve E ^{δ +} -X ^{δ- değil} .

Bununla birlikte, EX bağının polaritesi mutlak değildir, ancak moleküler ortama bağlıdır; yani, E ve X'in diğer atomlarla kovalent bağlar oluşturduğu bir -EX- molekülünde, ikincisi doğrudan söz konusu polarite derecesini etkiler.

Onlardan kaynaklanan kimyasal elementler

E ve X herhangi bir element olabilirse de, hepsi polar kovalent bağlara neden olmaz. Örneğin, E, alkalin olanlar (Li, Na, K, Rb ve Cs) ve X a halojen (F, Cl, Br ve I) gibi oldukça elektropozitif bir metal ise, iyonik bileşikler oluşturma eğiliminde olacaktır (Na ⁺ Cl ^- ) ve moleküller (Na-Cl) değil.

Polar kovalent bağların genellikle metal olmayan iki element arasında bulunmasının nedeni budur; ve daha az ölçüde, metalik olmayan elementler ile bazı geçiş metalleri arasındadır. Periyodik tablonun p bloğuna bakıldığında, bu tür kimyasal bağları oluşturmak için birçok seçeneğiniz var.

Polar ve iyonik karakter

Büyük moleküllerde, bir bağın ne kadar polar olduğunu düşünmek çok önemli değildir; Bunlar oldukça kovalenttir ve elektrik yüklerinin dağılımı (elektron açısından zengin veya fakir bölgelerin olduğu yerlerde) iç bağlarının kovalent derecesini tanımlamaktan daha fazla dikkat çeker.

Bununla birlikte, diatomik veya küçük moleküllerde, söz konusu polarite E ^{δ +} -X ^δ- oldukça görecelidir.

Bu, metalik olmayan elementler arasında oluşan moleküllerle ilgili bir sorun değildir; Ancak geçiş metalleri veya metaloidler katıldığında, artık yalnızca kutupsal bir kovalent bağdan değil, belirli bir iyonik karaktere sahip kovalent bir bağdan söz ediyoruz; ve geçiş metalleri durumunda, doğası gereği kovalent bir koordinasyon bağı.

Polar kovalent bağ örnekleri

CO

Karbon ve oksijen arasındaki kovalent bağ kutupsaldır, çünkü ilki ikinciden daha az elektronegatiftir (χ _C = 2.55) (χ _O = 3.44). Bu nedenle, CO, C = O veya CO ^- bağlarına baktığımızda, bunların polar bağlar olduğunu bileceğiz.

HX

Hidrojen halojenürler, HX, diatomik moleküllerinizdeki kutupsal bağı anlamak için ideal örneklerdir. Hidrojenin elektronegatifliğini (χ _H = 2.2) alarak, bu halojenürlerin birbirleri için ne kadar kutupsal olduğunu tahmin edebiliriz:

-HF (HF), χ _F (3,98) - χ _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

Bu hesaplamalara göre, HF bağının hepsinden daha kutuplu olduğuna dikkat edin. Şimdi, yüzde olarak ifade edilen iyonik karakteri başka bir konudur. Florin hepsinin içinde en elektronegatif unsur olduğu için bu sonuç şaşırtıcı değildir.

Elektronegatiflik klordan iyoda düştüğünde, H-Cl, H-Br ve HI bağları da benzer şekilde daha az polar hale gelir. HI bağı polar olmamalıdır, ancak aslında kutupludur ve ayrıca çok "kırılgandır"; kolayca kırılır.

aman

OH kutup bağı belki de hepsinden en önemlisidir: bu bağ sayesinde, suyun dipol momentiyle işbirliği yaptığı için hayat vardır. Oksijen ve hidrojenlerin elektronegatiflikleri arasındaki farkı tahmin edersek:

χ _O (3,44) - χ _H (2,2) = 1,24

Bununla birlikte, su molekülü H ₂ O, bu bağlardan ikisine sahiptir, HOH. Bu, molekülün açısal geometrisi ve asimetrisi, onu oldukça polar bir bileşik yapar.

NH

NH bağı, proteinlerin amino gruplarında bulunur. Elimizdeki aynı hesaplamayı tekrarlayarak:

χ _N (3,04) - χ _H (2,2) = 0,84

Bu, NH bağının OH (1.24) ve FH'den (1.78) daha az polar olduğunu gösterir.

Çirkin

Fe-O bağı önemlidir çünkü oksitleri demir minerallerinde bulunur. HO'dan daha kutuplu olup olmadığını görelim:

χ _O (3,44) - χ _Fe (1,83) = 1,61

Dolayısıyla haklı olarak Fe-O bağının HO (1.24) bağından daha polar olduğu varsayılır; veya şunu söylemekle aynıdır: Fe-O, HO'dan daha yüksek bir iyonik karaktere sahiptir.

Bu hesaplamalar, çeşitli bağlantılar arasındaki polarite derecelerini bulmak için kullanılır; ancak bir bileşiğin iyonik mi, kovalent mi yoksa iyonik karakteri mi olduğunu belirlemek için yeterli değildir.

Referanslar

1. Whitten, Davis, Peck ve Stanley. (2008). Kimya (8. baskı). CENGAGE Öğrenme.
2. Shiver ve Atkins. (2008). İnorganik kimya . (Dördüncü baskı). Mc Graw Hill.
3. Laura Nappi. (2019). Polar ve Polar Olmayan Kovalent Bağlar: Tanımlar ve Örnekler. Ders çalışma. Study.com'dan kurtarıldı
4. Helmenstine, Anne Marie, Ph.D. (18 Eylül 2019). Polar Bağ Tanımı ve Örnekleri (Polar Kovalent Bağ). Kurtarıldı: thinkco.com
5. Elsevier BV (2019). Polar Kovalent Bağ. ScienceDirect. Kurtarıldı: sciencedirect.com
6. Vikipedi. (2019). Kimyasal polarite. En.wikipedia.org adresinden kurtarıldı
7. Anonim. (5 Haziran 2019). Polar Kovalent Bağların Özellikleri. Kimya LibreTexts. Chem.libretexts.org adresinden kurtarıldı