Kimyada polar bağın tanımı ve örnekleri

Atomları bir arada tutan, iyonik bağ , kovalent bağ ve metalik bağ olmak üzere üç temel kimyasal bağ türü vardır . Ek olarak, kovalent bağlar, bağda yer alan elektronların sayısına, elektronların kökenine (bir veya her iki atomdan gelip gelmediklerine) ve etraflarındaki elektron yoğunluğu dağılımının tekdüzeliğine bağlı olarak birkaç sınıfa ayrılabilir. . Polar bağ , atomların farklı elektronegatiflikleri olduğu için elektronları eşit olarak paylaşmadığı bir tür kovalent bağ olarak tanımlanır .

Bir kovalent bağın, iki atom arasında onları bir arada tutan bir veya daha fazla değerlik elektron çiftinin paylaşıldığı bağ olduğu unutulmamalıdır.

Polar bağlar olarak adlandırılmalarının nedeni, bu tür bağlarda elektron yoğunluğunun biraz daha elektronegatif elemente doğru kaymasıdır, bu nedenle kısmen negatif bir yük kazanırken (δ- sembolü ile temsil edilir), diğer atom kazanır. kısmen pozitif bir yük (δ+ sembolü ile temsil edilir). Bu şekilde bakıldığında, bağlantı bir pozitif ve bir negatif kutba sahip olduğu için bir elektrik dipoldür.

Polar bağ ve elektronegatiflik farkı

Bir atomun elektronegatifliği, başka bir atoma kimyasal olarak bağlandığında elektronları çekme yeteneğini temsil eden bir sayıdır. Bu özellik, sırasıyla en az ve en elektronegatif elementler olan fransiyum için 0,65’ten flor için 4,0’a giden bir ölçekte ölçülür.

Elektronegatiflik, kimyasal bağlarla yakından bağlantılıdır ve aslında birçok durumda farklı elementlerin iki atomu arasında oluşacak bağın türünü belirler. Fark büyükse bağ iyonik, çok küçükse veya fark yoksa bağ kovalent olur. Ancak fark orta düzeydeyse, o zaman bir kutupsal bağın varlığında olacağız.

Ancak bu çok önemli bir soruyu gündeme getiriyor: Farkın bir iyonik bağı tanımlayacak kadar büyük veya saf bir kovalent bağı tanımlayacak kadar küçük olduğunu nasıl anlarsınız?

İyonik ve kovalent karakterin aniden değil, kademeli olarak değiştiği gerçeği göz önüne alındığında, bir ve diğer bağ türleri arasındaki sınırlar biraz bulanıktır. Bununla birlikte, kimyagerler, bir polar kovalent bağın ne olduğunun daha net bir şekilde tanımlanmasını sağlayan aşağıdaki kuralı oluşturmuştur:

Polar bağlar ve dipol momenti

Polar bağların elektrik dipolleri olduğu daha önce açıklığa kavuşturulmuştu. Elektrik dipolleri, daha az elektronegatif atomdan daha elektronegatif atoma işaret eden Yunanca μ (mu) harfiyle temsil edilen bir vektör olan dipol momenti adı verilen bir şeyle karakterize edilir.

Dipol momentinin büyüklüğü, kutuplardaki yükün ürünü ve dipolün uzunluğu (bu durumda bağın uzunluğu) ile verilir. Polar bağlar söz konusu olduğunda, dipol momenti, bağlı iki atom arasındaki elektronegatifliklerdeki farkla orantılıdır.

Polar bağ ve polarite

Bir molekülün yalnızca bir polar bağı varsa, o zaman molekül bir bütün olarak bir dipol momentine sahiptir ve molekülün polar olduğu söylenir . Polarite, diğer özelliklerin yanı sıra farklı çözücülerdeki çözünürlük, erime ve kaynama noktaları gibi özellikleri belirlediği için moleküler bileşiklerde çok önemli bir özelliktir.

Bununla birlikte, polar bağlara sahip olmanın bir molekülün polar olduğunu garanti etmediğine dikkat edilmelidir. Bir molekül birden fazla polar bağa sahip olduğunda, molekülün toplam polaritesi, tüm polar bağlarının dipol momentlerinin toplamı ile verilecektir . Bu dipol momentleri vektörler olarak toplanır. Bu nedenle, farklı polar bağların dipol momentleri birbirini götürebilir ve molekül, polar bağlara sahip olmasına rağmen, polar olmayabilir. Eğer iptal etmezlerse, molekül polar olacaktır.

Polar bağ örnekleri

Çoğu durumda metalik olmayan elementler arasında kutupsal bağlar oluşur. Genel bir kural olarak, periyodik tabloda birbirlerinden ne kadar uzaktalarsa, iki atom arasındaki elektronegatiflik farkı o kadar büyük olur ve bu nedenle bağın dipol momenti o kadar büyük olur, yani bağ daha polar olacaktır.

İşte organik kimyada çok sık ortaya çıkan temsili polar bağların bazı örnekleri:

OH bağı

OH bağına sahip birçok moleküler bileşik vardır. _{En ünlüsü, moleküler formülü H 2} O olan ve iki OH bağına sahip olan sudur . Bununla birlikte, alkoller, fenoller, karboksilik asitler ve daha fazlasını içeren bu tür bağa sahip sayısız başka bileşik vardır.

Oksijen ve hidrojen arasındaki elektronegatiflik farkı 1.24’tür, bu da onu yapar

CO bağlantısı

CO bağı, alkoller, eterler, asitler ve daha birçokları dahil olmak üzere birçok organik bileşikte çok yaygın olan başka bir örnektir. Karbon ve oksijen arasındaki elektronegatiflik farkı 0,89’dur. Bu bağ, eterlerin polaritesinden sorumludur ve diğer birçok bileşiğin polaritesinden kısmen sorumludur.

CN bağlantısı

Aminler, amidler ve DNA ve tüm proteinler dahil olmak üzere sayısız başka bileşik, çoklu CN bağları içerir. 0.49 elektronegatiflik farkı ile bu bağ, polar bağ ile polar olmayan kovalent bağ arasındaki sınıra yakındır.

NH bağlantısı

Nitrojen ve hidrojen arasındaki elektronegatiflik farkı 0.84’tür, bu da bunu oldukça polar bir bağ yapar. Aslında, bağın bu polarizasyonu, nitrojene bağlı hidrojenin, onları oluşturabilen bileşiklerin birçok özelliğinden sorumlu olan, hidrojen bağı adı verilen üç çekirdek arasındaki özel bir kovalent bağ tipinin parçasını oluşturabileceği anlamına gelir.

C=O bağı

Bu, kovalent bağ polaritesinin bağ düzeninden bağımsız bir kavram olduğunu vurgulaması açısından önemli bir örnektir. Bir bağ, tek, çift veya üçlü bağ olmasına bakılmaksızın polar veya apolar olabilir.

Buna göre, C=O bağı, çift bağ olmasına rağmen hala polardır. Bununla birlikte, elementlerin elektronegatiflikleri hibritleşmeye bağlı olduğundan, polaritede bir fark vardır. Bu durumda, hem karbon hem de oksijen sp2 ^hibritlenir , bu da ikisini daha elektronegatif yapar, ancak ikisi arasında elektronegatiflik açısından hala bir fark vardır.

HF Bağlantısı – Kuralın bir istisnası

Yukarıda bahsedildiği gibi, kovalent ve iyonik karakter arasındaki sınırlar bulanıktır ve polar bağın elektronegatiflik farkı açısından tanımı istisnalar sunabilir. Çok yaygın olanı hidrojen florür veya HF’dir.

Bu bileşik için elektronegatifliklerdeki fark 1.78’dir. Bu, önceki tanıma göre, HF’yi iyonik bileşiklerin içine yerleştirecektir. Bununla birlikte, bir bileşiği iyonik veya kovalent yapan şey, yalnızca elektronegatiflikteki farkı değil, aynı zamanda (ve aslında esas olarak) fiziksel ve kimyasal özellikleridir.

İyonik bağ, çok güçlü olması ve çok yüksek erime ve kaynama noktalarına sahip kristal katılar oluşturmasıyla karakterize edilir. Ancak HF, kaynama noktası yalnızca 19,5 ºC olduğundan oda sıcaklığında bir gazdır. 1.465 ºC olan sodyum klorürün kaynama noktası ile karşılaştırın.

Ayrıca HF, iyonik bileşiklerde olduğu gibi, bir ametal ve bir metal yerine iki ametalden oluşur. Bu iki nedenden dolayı, hidrojen ve flor arasındaki yüksek elektronegatiflik farkına rağmen, HF polar kovalent bir bileşik olarak kabul edilir .

SH bağlantısı – Diğer istisna

SH bağı, elektronegatiflik farkı koşulunu karşılamamasına rağmen polar olarak kabul edilen bir kovalent bağ örneğidir. Bu durumda, fark 0.38’dir, bu da onu polar olmayan kovalent bağlar grubuna koyar, ancak kimyagerler bağın aslında polar olduğu konusunda hemfikirdir.