Definition og eksempler på polær binding i kemi

Der er tre grundlæggende typer kemiske bindinger, der holder atomer sammen, som er ionbindingen , den kovalente binding og den metalliske binding . Derudover kan kovalente bindinger opdeles i flere klasser afhængigt af antallet af elektroner involveret i bindingen, oprindelsen af ​​elektronerne (om de kommer fra et eller begge atomer) og ensartetheden af ​​elektrontæthedsfordelingen omkring dem begge kerner. . Polær binding er defineret som en type kovalent binding, hvor atomerne ikke deler elektroner ligeligt, fordi de har forskellige elektronegativiteter .

Det skal huskes, at en kovalent binding er en, hvor et eller flere par valenselektroner er delt mellem to atomer, hvilket holder dem sammen.

Grunden til at de kaldes polære bindinger er, at elektrontætheden i denne type binding forskydes lidt mod det mere elektronegative grundstof, så det får en delvis negativ ladning (repræsenteret ved symbolet δ-), mens det andet atom får en delvis positiv ladning (repræsenteret ved symbolet δ+). Set på denne måde er forbindelsen en elektrisk dipol, da den har en positiv og en negativ pol.

Den polære binding og elektronegativitetsforskellen

Et atoms elektronegativitet er et tal, der repræsenterer dets evne til at tiltrække elektroner, når det er kemisk bundet til et andet atom. Denne egenskab er målt på en skala, der går fra 0,65 for francium til 4,0 for fluor, som er henholdsvis de mindst og mest elektronegative grundstoffer.

Elektronegativitet er tæt forbundet med kemisk binding og bestemmer faktisk i mange tilfælde, hvilken type binding der vil blive dannet mellem to atomer af forskellige grundstoffer. Hvis forskellen er stor, vil bindingen være ionisk, og hvis den er meget lille, eller der ikke er nogen forskel, så vil bindingen være kovalent. Men hvis forskellen er mellem, så vil vi være i nærvær af en polær binding.

Men dette bringer et meget vigtigt spørgsmål op: Hvordan ved du, hvornår forskellen er stor nok til at definere en ionbinding, eller lille nok til at definere en ren kovalent?

I betragtning af at den ioniske og kovalente karakter ikke ændrer sig brat, men snarere gradvist, er grænserne mellem den ene og den anden type binding noget slørede. Imidlertid etablerede kemikere følgende konvention, der tillader en mere klar definition af, hvad en polær kovalent binding er:

Polære bindinger og dipolmoment

Det er allerede blevet afklaret, at polære bindinger er elektriske dipoler. Elektriske dipoler er karakteriseret ved noget, der kaldes dipolmomentet, som er en vektor repræsenteret af det græske bogstav μ (mu), der peger fra det mindre elektronegative til det mere elektronegative atom.

Størrelsen af ​​dipolmomentet er givet af produktet af ladningen på polerne og længden af ​​dipolen (i dette tilfælde længden af ​​bindingen). I tilfælde af polære bindinger er dipolmomentet proportionalt med forskellen i elektronegativiteter mellem de to bundne atomer.

Den polære binding og polaritet

Når et molekyle kun har én polær binding, så har molekylet som helhed et dipolmoment, og molekylet siges at være polært . Polaritet er en meget vigtig egenskab i molekylære forbindelser, da den bestemmer egenskaber såsom opløselighed i forskellige opløsningsmidler, smelte- og kogepunkter, blandt andre egenskaber.

Det skal dog bemærkes, at det faktum at have polære bindinger ikke sikrer, at et molekyle er polært. Når et molekyle har mere end én polær binding, vil den samlede polaritet af molekylet være givet ved summen af ​​dipolmomenterne af alle dets polære bindinger . Disse dipolmomenter tilføjes som vektorer. Af denne grund kan det være tilfældet, at de forskellige polære bindingers dipolmomenter ophæver hinanden, og molekylet som sådan vil være upolært, på trods af at det har polære bindinger. Hvis de ikke annullerer, så vil molekylet være polært.

Eksempler på polære bindinger

Polære bindinger forekommer i de fleste tilfælde mellem ikke-metalliske elementer. Som en generel regel gælder, at jo længere fra hinanden de er i det periodiske system, jo ​​større er forskellen i elektronegativiteter mellem de to atomer, og derfor er bindingens dipolmoment, dvs. bindingen vil være mere polær.

Her er nogle eksempler på repræsentative polære bindinger, der opstår meget hyppigt i organisk kemi:

OH-bindingen

Der er mange molekylære forbindelser, der har OH-bindinger. Den mest berygtede er naturligvis vand, hvis molekylformel er H ₂ O, og som har to OH-bindinger. Men der er utallige andre forbindelser med denne type binding, herunder alkoholer, phenoler, carboxylsyrer og mange flere.

Elektronegativitetsforskellen mellem oxygen og brint er 1,24, hvilket gør det

CO link

CO-bindingen er et andet meget almindeligt eksempel i mange organiske forbindelser, herunder alkoholer, ethere, syrer og mange flere. Elektronegativitetsforskellen mellem kulstof og oxygen er 0,89. Denne binding er ansvarlig for polariteten af ​​ethere og er delvis ansvarlig for polariteten af ​​mange andre forbindelser.

CN link

Aminer, amider og utallige andre forbindelser, inklusive DNA og alle proteiner, indeholder flere CN-bindinger. Med en elektronegativitetsforskel på 0,49 er denne binding tæt på grænsen mellem polær binding og ikke-polær kovalent binding.

NH link

Elektronegativitetsforskellen mellem nitrogen og brint er 0,84, hvilket gør dette til en ret polær binding. Faktisk betyder denne polarisering af bindingen, at det hydrogen, der er knyttet til nitrogenet, kan indgå i en særlig type kovalent binding mellem tre kerner kaldet en hydrogenbinding, som er ansvarlig for mange egenskaber ved de forbindelser, der kan danne dem.

C=O-binding

Dette er et vigtigt eksempel, da det fremhæver det faktum, at kovalent bindingspolaritet er et begreb, der er uafhængigt af bindingsrækkefølgen. En binding kan være polær eller upolær, uanset om det er en enkelt-, dobbelt- eller tripelbinding.

I lyset af dette er C=O-bindingen stadig polær, uanset at det er en dobbeltbinding. Der er dog en forskel i polaritet, da elementernes elektronegativitet afhænger af hybridisering. I dette tilfælde er både kulstof og oxygen sp ² hybridiseret , hvilket gør dem begge mere elektronegative, men der er stadig en forskel i elektronegativiteter mellem de to.

HF Link – En undtagelse fra reglen

Som nævnt ovenfor er grænserne mellem kovalent og ionisk karakter slørede, og definitionen af ​​polær binding med hensyn til elektronegativitetsforskel kan udgøre undtagelser. En meget almindelig er hydrogenfluorid eller HF.

For denne forbindelse er forskellen i elektronegativiteter 1,78. Dette ville ifølge den tidligere definition placere HF i ioniske forbindelser. Men det, der gør en forbindelse ionisk eller kovalent, er ikke kun dens forskel i elektronegativitet, men også (og faktisk hovedsagelig) dens fysiske og kemiske egenskaber.

Ionbindingen er kendetegnet ved at være meget stærk og ved at generere krystallinske faste stoffer med meget høje smelte- og kogepunkter. HF er dog en gas ved stuetemperatur, da dens kogepunkt kun er 19,5 ºC. Sammenlign med kogepunktet for natriumchlorid, som er 1.465 ºC.

Også HF består af to ikke-metaller i stedet for et ikke-metal og et metal, som det er tilfældet med ioniske forbindelser. Af disse to grunde betragtes HF som en polær kovalent forbindelse på trods af den høje forskel i elektronegativiteter mellem brint og fluor.

SH link – Anden undtagelse

SH-bindingen er et eksempel på en kovalent binding, der betragtes som polær, på trods af at den ikke opfylder elektronegativitetsforskellen. I dette tilfælde er forskellen 0,38, hvilket ville placere den i gruppen af ​​ikke-polære kovalente bindinger, men kemikere er enige om, at bindingen i virkeligheden er polær.