Tabla de Contenidos
Det er tre grunnleggende typer kjemiske bindinger som holder atomer sammen, som er den ioniske bindingen , den kovalente bindingen og den metalliske bindingen . I tillegg kan kovalente bindinger deles inn i flere klasser avhengig av antall elektroner involvert i bindingen, opprinnelsen til elektronene (enten de kommer fra ett eller begge atomer), og jevnheten i elektrontetthetsfordelingen rundt dem. . Polar binding er definert som en type kovalent binding der atomene ikke deler elektroner likt, fordi de har forskjellige elektronegativiteter .
Det må huskes at en kovalent binding er en der ett eller flere par valenselektroner er delt mellom to atomer, som holder dem sammen.
Grunnen til at de kalles polare bindinger er at i denne typen bindinger er elektrontettheten litt forskjøvet mot det mer elektronegative elementet, slik at det får en delvis negativ ladning (representert med symbolet δ-) mens det andre atomet får en delvis positiv ladning (representert med symbolet δ+). Sett på denne måten er koblingen en elektrisk dipol, siden den har en positiv og en negativ pol.
Den polare bindingen og elektronegativitetsforskjellen
Elektronegativiteten til et atom er et tall som representerer dets evne til å tiltrekke seg elektroner når det er kjemisk bundet til et annet atom. Denne egenskapen måles på en skala som går fra 0,65 for francium til 4,0 for fluor, som er henholdsvis de minst og mest elektronegative grunnstoffene.
Elektronegativitet er nært knyttet til kjemisk binding og bestemmer faktisk i mange tilfeller hvilken type binding som vil dannes mellom to atomer av forskjellige grunnstoffer. Hvis forskjellen er stor, vil bindingen være ionisk, og hvis den er veldig liten eller det ikke er noen forskjell, vil bindingen være kovalent. Men hvis forskjellen er middels, vil vi være i nærvær av en polar binding.
Men dette bringer opp et veldig viktig spørsmål: Hvordan vet du når forskjellen er stor nok til å definere en ionisk binding, eller liten nok til å definere en ren kovalent?
I lys av det faktum at den ioniske og kovalente karakteren ikke endres brått, men heller gradvis, er grensene mellom den ene og den andre typen binding noe uklare. Imidlertid etablerte kjemikere følgende konvensjon som tillater en klarere definisjon av hva en polar kovalent binding er:
| lenketype | elektronegativitetsforskjell | Eksempel |
| ionisk binding | >1,7 | NaCl; LiF |
| polar binding | Mellom 0,4 og 1,7 | ÅH; HF; NH |
| ikke-polar kovalent binding | <0,4 | CH; IC |
| ren kovalent binding | 0 | H H; ååh; FF |
Polare bindinger og dipolmoment
Det er allerede avklart at polare bindinger er elektriske dipoler. Elektriske dipoler er preget av noe som kalles dipolmomentet, som er en vektor representert av den greske bokstaven μ (mu), som peker fra det mindre elektronegative til det mer elektronegative atomet.
Størrelsen på dipolmomentet er gitt av produktet av ladningen på polene og lengden på dipolen (i dette tilfellet lengden på bindingen). Når det gjelder polare bindinger, er dipolmomentet proporsjonalt med forskjellen i elektronegativitet mellom de to bundne atomene.
Den polare bindingen og polariteten
Når et molekyl bare har én polar binding, så har molekylet som helhet et dipolmoment, og molekylet sies å være polart . Polaritet er en svært viktig egenskap i molekylære forbindelser siden den bestemmer egenskaper som løselighet i forskjellige løsningsmidler, smelte- og kokepunkter, blant andre egenskaper.
Det bør imidlertid bemerkes at det faktum å ha polare bindinger ikke sikrer at et molekyl er polart. Når et molekyl har mer enn én polar binding, vil den totale polariteten til molekylet gis av summen av dipolmomentene til alle dets polare bindinger . Disse dipolmomentene legges til som vektorer. Av denne grunn kan det være slik at dipolmomentene til de forskjellige polare bindingene kansellerer hverandre, og molekylet som sådan vil være upolart, til tross for at det har polare bindinger. Hvis de ikke kansellerer, vil molekylet være polart.
Eksempler på polare bindinger
Polare bindinger oppstår i de fleste tilfeller mellom ikke-metalliske elementer. Som en generell regel, jo lenger fra hverandre de er i det periodiske systemet, desto større er forskjellen i elektronegativitet mellom de to atomene, og derfor blir dipolmomentet til bindingen, dvs. bindingen vil være mer polar.
Her er noen eksempler på representative polare bindinger som oppstår svært ofte i organisk kjemi:
OH-bindingen
Det er mange molekylære forbindelser som har OH-bindinger. Den mest beryktede er selvfølgelig vann, hvis molekylformel er H 2 O, og som har to OH-bindinger. Imidlertid er det utallige andre forbindelser med denne typen binding, inkludert alkoholer, fenoler, karboksylsyrer og mange flere.
Elektronegativitetsforskjellen mellom oksygen og hydrogen er 1,24 som gjør det
CO-kobling
CO-bindingen er et annet veldig vanlig eksempel i mange organiske forbindelser, inkludert alkoholer, etere, syrer og mange flere. Elektronegativitetsforskjellen mellom karbon og oksygen er 0,89. Denne bindingen er ansvarlig for polariteten til etere, og er delvis ansvarlig for polariteten til mange andre forbindelser.
CN-lenke
Aminer, amider og utallige andre forbindelser, inkludert DNA og alle proteiner inneholder flere CN-bindinger. Med en elektronegativitetsforskjell på 0,49 er denne bindingen nær grensen mellom polar binding og ikke-polar kovalent binding.
NH-lenke
Elektronegativitetsforskjellen mellom nitrogen og hydrogen er 0,84, noe som gjør dette til en ganske polar binding. Faktisk betyr denne polariseringen av bindingen at hydrogenet knyttet til nitrogenet kan utgjøre en del av en spesiell type kovalent binding mellom tre kjerner kalt en hydrogenbinding, som er ansvarlig for mange egenskaper til forbindelsene som kan danne dem.
C=O-binding
Dette er et viktig eksempel da det fremhever det faktum at kovalent bindingspolaritet er et konsept uavhengig av bindingsrekkefølge. En binding kan være polar eller upolar uavhengig av om det er en enkelt-, dobbelt- eller trippelbinding.
I lys av dette er C=O-bindingen fortsatt polar, uavhengig av at det er en dobbeltbinding. Imidlertid er det en forskjell i polaritet, siden elektronegativiteten til elementene er avhengig av hybridisering. I dette tilfellet er både karbon og oksygen sp 2 hybridisert , noe som gjør dem begge mer elektronegative, men det er fortsatt en forskjell i elektronegativitet mellom de to.
HF Link – Et unntak fra regelen
Som nevnt ovenfor er grensene mellom kovalent og ionisk karakter uskarpe, og definisjonen av polar binding når det gjelder elektronegativitetsforskjell kan presentere unntak. En veldig vanlig er hydrogenfluorid eller HF.
For denne forbindelsen er forskjellen i elektronegativitet 1,78. Dette, i henhold til den forrige definisjonen, ville plassere HF i ioniske forbindelser. Det som gjør en forbindelse ionisk eller kovalent er imidlertid ikke bare dens forskjell i elektronegativitet, men også (og faktisk hovedsakelig) dens fysiske og kjemiske egenskaper.
Ionebindingen kjennetegnes ved å være veldig sterk og ved å generere krystallinske faste stoffer med svært høye smelte- og kokepunkter. Imidlertid er HF en gass ved romtemperatur, siden kokepunktet bare er 19,5 ºC. Sammenlign med kokepunktet for natriumklorid som er 1465 ºC.
Dessuten består HF av to ikke-metaller i stedet for et ikke-metall og et metall, slik tilfellet er med ioniske forbindelser. Av disse to grunnene regnes HF som en polar kovalent forbindelse , til tross for den høye forskjellen i elektronegativitet mellom hydrogen og fluor.
SH-lenke – Annet unntak
SH-bindingen er et eksempel på en kovalent binding som anses som polar, til tross for at den ikke oppfyller elektronegativitetsforskjellsbetingelsen. I dette tilfellet er forskjellen 0,38, noe som vil sette den i gruppen av ikke-polare kovalente bindinger, men kjemikere er enige om at bindingen faktisk er polar.
