Polaarisen sidoksen määritelmä ja esimerkkejä kemiassa

Kemiallisia sidoksia, jotka pitävät atomeja yhdessä, on kolme perustyyppiä, jotka ovat ionisidos , kovalenttinen sidos ja metallisidos . Lisäksi kovalenttiset sidokset voidaan jakaa useisiin luokkiin riippuen sidoksessa mukana olevien elektronien lukumäärästä, elektronien alkuperästä (jotka ovat peräisin yhdestä vai molemmista atomeista) ja niiden ympärillä olevan elektronitiheysjakauman tasaisuudesta. Molemmat ytimet . Polaarinen sidos määritellään kovalenttisen sidoksen tyypiksi, jossa atomit eivät jaa elektroneja tasaisesti, koska niillä on erilaiset elektronegatiivisuudet .

On muistettava, että kovalenttinen sidos on sellainen, jossa yksi tai useampi valenssielektronipari on jaettu kahden atomin välillä, mikä pitää ne yhdessä.

Syy, miksi niitä kutsutaan polaarisiksi sidoksiksi, on se, että tämän tyyppisissä sidoksissa elektronien tiheys on siirtynyt hieman elektronegatiivisempaa alkuainetta kohti, joten se saa osittain negatiivisen varauksen (esittää symbolilla δ-), kun taas toinen atomi saa sen. osittain positiivinen varaus (esitetty symbolilla δ+). Näin katsottuna linkki on sähköinen dipoli, koska siinä on positiivinen ja negatiivinen napa.

Polaarinen sidos ja elektronegatiivisuuden ero

Atomin elektronegatiivisuus on luku, joka edustaa sen kykyä houkutella elektroneja, kun se on kemiallisesti sitoutunut toiseen atomiin. Tämä ominaisuus mitataan asteikolla, joka vaihtelee franciumin 0,65:stä 4,0:aan fluorille, jotka ovat vähiten ja vastaavasti eniten elektronegatiivisia alkuaineita.

Elektronegatiivisuus liittyy läheisesti kemialliseen sidokseen ja itse asiassa määrää monissa tapauksissa sidoksen tyypin, joka muodostuu kahden eri alkuaineatomin välille. Jos ero on suuri, sidos on ioninen, ja jos se on hyvin pieni tai eroa ei ole, sidos on kovalenttinen. Mutta jos ero on keskimääräinen, olemme polaarisen sidoksen läsnä ollessa.

Mutta tämä herättää erittäin tärkeän kysymyksen: Mistä tiedät, milloin ero on tarpeeksi suuri määrittelemään ionisidoksen tai tarpeeksi pieni määrittelemään puhtaan kovalenttisen sidoksen?

Ottaen huomioon, että ioninen ja kovalenttinen luonne eivät muutu äkillisesti, vaan pikemminkin vähitellen, rajat yhden ja toisen sidostyypin välillä ovat jonkin verran hämärtyneet. Kemistit kuitenkin loivat seuraavan yleissopimuksen, joka mahdollistaa selkeämmän määritelmän siitä, mikä polaarinen kovalenttinen sidos on:

Napasidokset ja dipolimomentti

On jo selvitetty, että polaariset sidokset ovat sähköisiä dipoleja. Sähködipoleille on tunnusomaista dipolimomentti, joka on kreikkalaisella kirjaimella μ (mu) esitetty vektori, joka osoittaa vähemmän elektronegatiivisesta atomista elektronegatiivisempaan atomiin.

Dipolimomentin suuruus saadaan napojen varauksen ja dipolin pituuden (tässä tapauksessa sidoksen pituuden) tulona. Polaaristen sidosten tapauksessa dipolimomentti on verrannollinen kahden sitoutuneen atomin elektronegatiivisuuksien eroon.

Polaarinen sidos ja napaisuus

Kun molekyylissä on vain yksi polaarinen sidos, niin molekyylillä kokonaisuutena on dipolimomentti ja molekyylin sanotaan olevan polaarinen . Polaarisuus on erittäin tärkeä ominaisuus molekyyliyhdisteissä, koska se määrää muun muassa ominaisuuksia, kuten liukoisuuden eri liuottimiin, sulamis- ja kiehumispisteitä.

On kuitenkin huomattava, että polaaristen sidosten olemassaolo ei takaa, että molekyyli on polaarinen. Kun molekyylissä on useampi kuin yksi polaarinen sidos, molekyylin kokonaispolariteetti saadaan sen kaikkien polaaristen sidosten dipolimomenttien summana . Nämä dipolimomentit summautuvat vektoreina. Tästä syystä voi olla niin, että eri polaaristen sidosten dipolimomentit kumoavat toisensa ja molekyyli sellaisenaan on polaariton, vaikka sillä on polaarisia sidoksia. Jos ne eivät kumoa, molekyyli on polaarinen.

Esimerkkejä polaarisista sidoksista

Polaarisia sidoksia esiintyy useimmissa tapauksissa ei-metallisten elementtien välillä. Yleissääntönä on, että mitä kauempana ne ovat jaksollisessa taulukossa, sitä suurempi on elektronegatiivisuuksien ero kahden atomin välillä ja sitä suurempi on siten sidoksen dipolimomentti eli sidos on polaarisempi.

Tässä on joitain esimerkkejä edustavista polaarisista sidoksista, joita syntyy hyvin usein orgaanisessa kemiassa:

OH-sidos

On monia molekyyliyhdisteitä, joissa on OH-sidoksia. Tunnetuin on tietysti vesi, jonka molekyylikaava on H ₂ O ja jossa on kaksi OH-sidosta. On kuitenkin olemassa lukemattomia muita yhdisteitä, joissa on tämäntyyppinen sidos, mukaan lukien alkoholit, fenolit, karboksyylihapot ja monet muut.

Hapen ja vedyn elektronegatiivisuusero on 1,24, mikä tekee siitä

CO-linkki

CO-sidos on toinen hyvin yleinen esimerkki monissa orgaanisissa yhdisteissä, mukaan lukien alkoholit, eetterit, hapot ja monet muut. Hiilen ja hapen elektronegatiivisuusero on 0,89. Tämä sidos on vastuussa eetterien polariteetista ja on osittain vastuussa monien muiden yhdisteiden polariteetista.

CN-linkki

Amiinit, amidit ja lukemattomat muut yhdisteet, mukaan lukien DNA ja kaikki proteiinit, sisältävät useita CN-sidoksia. Elektronegatiivisuuserolla 0,49 tämä sidos on lähellä polaarisen sidoksen ja ei-polaarisen kovalenttisen sidoksen rajaa.

NH linkki

Typen ja vedyn elektronegatiivisuusero on 0,84, mikä tekee tästä melko polaarisen sidoksen. Itse asiassa tämä sidoksen polarisaatio tarkoittaa, että typpeen kiinnittynyt vety voi muodostaa osan kolmen ytimen välistä erityistyyppistä kovalenttista sidosta, jota kutsutaan vetysidokseksi ja joka on vastuussa monista niitä muodostavien yhdisteiden ominaisuuksista.

C=O-sidos

Tämä on tärkeä esimerkki, koska se korostaa sitä tosiasiaa, että kovalenttisen sidoksen polariteetti on sidosjärjestyksestä riippumaton käsite. Sidos voi olla polaarinen tai ei-polaarinen riippumatta siitä, onko se yksi-, kaksois- vai kolmoissidos.

Tämän huomioon ottaen C=O-sidos on edelleen polaarinen, riippumatta siitä, että se on kaksoissidos. Polaarisuus eroaa kuitenkin, koska elementtien elektronegatiivisuudet riippuvat hybridisaatiosta. Tässä tapauksessa sekä hiili että happi ovat sp ² -hybridisoituneita , mikä tekee niistä molemmista elektronegatiivisempia, mutta elektronegatiivisuuksissa on silti eroja näiden kahden välillä.

HF-linkki – Poikkeus sääntöön

Kuten edellä mainittiin, rajat kovalenttisen ja ionisen luonteen välillä ovat hämärtyneet, ja polaarisen sidoksen määritelmä elektronegatiivisuuseron suhteen saattaa muodostaa poikkeuksia. Hyvin yleinen on fluorivety tai HF.

Tämän yhdisteen elektronegatiivisuuksien ero on 1,78. Tämä aiemman määritelmän mukaan sijoittaisi HF:n ionisiin yhdisteisiin. Se, mikä tekee yhdisteestä ionisen tai kovalenttisen, ei kuitenkaan ole vain sen elektronegatiivisuuden ero, vaan myös (ja itse asiassa pääasiassa) sen fysikaaliset ja kemialliset ominaisuudet.

Ionisidokselle on tunnusomaista se, että se on erittäin vahva ja se tuottaa kiteisiä kiinteitä aineita, joilla on erittäin korkea sulamis- ja kiehumispiste. HF on kuitenkin kaasu huoneenlämpötilassa, koska sen kiehumispiste on vain 19,5 ºC. Vertaa natriumkloridin kiehumispisteeseen, joka on 1 465 ºC.

Lisäksi HF koostuu kahdesta epämetallista ei-metallin sijasta ja metallista, kuten ioniyhdisteiden tapauksessa. Näistä kahdesta syystä HF:ää pidetään polaarisena kovalenttisena yhdisteenä huolimatta suuresta erosta vedyn ja fluorin elektronegatiiveissa.

SH-linkki – muu poikkeus

SH-sidos on esimerkki kovalenttisesta sidoksesta, jota pidetään polaarisena, vaikka se ei täytä elektronegatiivisuuden eroehtoa. Tässä tapauksessa ero on 0,38, mikä sijoittaisi sen ei-polaaristen kovalenttisten sidosten ryhmään, mutta kemistit ovat yhtä mieltä siitä, että sidos on itse asiassa polaarinen.