Ir a Polārā kovalentā saite brīdī, kad atomi ar dažādām elektronegativitātēm sazinās ar elektroniem kovalentajā saitē, katrs atoms pieprasa vēl vienu elektronu, lai veidotu daļu no inertās gāzes elektroniem.
Kas ir polārā kovalentā saite?
El Polārā kovalentā saite ir ķīmiskās saites veids, kurā elektronu pāris nevienmērīgi iejaucas starp diviem atomiem, polārajā kovalentajā saitē elektroni neiejaucas vienādi, jo viens atoms pavada vairāk laika ar elektroniem nekā otrs atoms. Polārajās kovalentajās saitēs viens atomam ir spēcīgāka afinitāte nekā otram atomam, un tas iegūst elektronus.
Kad elektroni pavada vairāk laika ar atomu, tas izraisa daļēju negatīvu lādiņu, atomam, kurš nepavada tik daudz laika ar elektroniem, ir daļējs pozitīvs lādiņš. Polārā kovalentā saite, tā vietā sakiet kovalentais ekstraktors un atcerieties, ka vienam atomam ir lielāka elektronu pievilkšanās nekā otram atomam.
Polārās kovalentās saites raksturojums
Atomiem izdodas pielāgoties viens otram, dalot elektronus savos valences apvalkos, lai sajauktie atomi iegūtu vistuvākās cēlgāzes konfigurācijas, kopīgie elektroni palīdz nodrošināt abu atomu pastāvību, šāda veida saiti sauc par kovalento saiti vai kovalento saiti un savienojumus sauc par kovalentiem savienojumiem.
Saskaņā ar Fizikas nozares kovalentās saites tiek pieņemtas pēc katra elektronu pāru mijiedarbībā iesaistītā atoma elektronnegatīvās īpašības, kad tiek izmantots atoms ar daudz augstāku elektronegativitātes saiti nekā otram atomam, Polārā kovalentā saite.
Tomēr, ja abiem atomiem ir līdzīga elektronnegatīva īpašība, veidosies nepolāra kovalentā saite, tas notiek tāpēc, ka vairāk elektronnegatīvu sugu elektroni būs vairāk piesaistīti šim atomam nekā mazāk elektronegatīvā gadījumā.
Ņemiet vērā, ka kovalentās saites trūkums ir pilnīgi vienāds, vismaz divi iesaistītie atomi ir identiski un tāpēc tiem ir vienāda elektronegativitāte.
Kovalentās saites veids būs atkarīgs no elektronegativitātes nesaderības starp sugām, kur vērtība no 0 līdz 0.4 rada nepolāru saiti, bet nesaderība no 0.4 līdz 1.7 rada polāro saiti (saišu joni rodas no 1.7 ).
polaritātes pakāpes
Jebkura kovalentā saite starp dažādu elementu atomiem ir polāra saite, taču polaritātes pakāpe ir ļoti atšķirīga - dažas saites starp dažādiem elementiem ir minimāli polāras, bet citas ir ļoti polāras.
Jonu saites var uzskatīt par vislielāko polaritāti, jo elektroni tiek transportēti, nevis piedalās. Lai spriestu par kovalentās saites relatīvo polaritāti, ķīmiķi izmanto elektronegativitāti, kas ir relatīvs mērs tam, cik spēcīgi atoms piesaista elektronus, kad tie veido kovalento saiti. .
Ķīmijā polaritātes jēdziens tiek izteikts tā, ka dažas ķīmiskās saites ietver nevienlīdzīgu elektronu sadalījumu, kas nozīmē, ka vienlaicīgi elektroni dzīvos tuvāk vienam atomam vienā saitē nekā citam, kas rada pozitīva un negatīva lādiņa zonas.
Varat izmantot divu atomu elektronegativitātes atšķirību, lai prognozētu, vai tie veido polāras, nepolāras vai jonu saites. Ūdens ir labi zināms polārās molekulas piemērs. Saskaņā ar Arizonas Universitātes datiem "ūdenim ir daļējs negatīvs lādiņš tuvu skābekļa atoms un daļēji pozitīvi lādiņi ūdeņraža atomu tuvumā.
- Uzzīmējiet molekulas Lūisa struktūru.
- Atzīmējiet katru molekulas elementu.
- Atrodiet katru molekulas elementu elektronegativitātes tabulā un atzīmējiet tā elektronegativitāti.
- Atņemiet viena atoma elektronegativitāti vienā saitē no otras.
- Ņem absolūto vērtību.
- Atšķirība no 0.0 līdz 1.2 ir nepolāra.
- Atšķirība no 1.2 līdz 1.8 ir polāra.
- Atšķirība 1.8 un vairāk ir jonu.
- Atkārtojiet 3. darbību katrai saitei molekulā.
- Pie katras polārās saites uzzīmējiet bultiņu.
- Pavērsiet galu pret elektronnegatīvāko atomu.
- Ja visas bultiņas norāda uz kopīgu centru, molekula ir nepolāra.
- Ja tā nav, molekula ir polāra.
Ķīmiskie elementi, kas tos rada
Ķīmijā viens polārā molekula Tā ir molekula, kurai ir apgabali, kuros ir izturīgi pret elektriskajiem lādiņiem, polārās molekulas rodas, kad atomi nevienlīdzīgi piedalās elektronos, polārajās kovalentajās saitēs.
Vispazīstamākais polārās molekulas piemērs ir ūdens, molekulai ir trīs daļas: skābekļa atoms, kura kodolā ir astoņi protoni, un divi ūdeņraža atomi, kuru kodols satur tikai vienu protonu, jo katram protonam ir identisks pozitīvs lādiņš. kodolam, kas satur astoņus protonus, ir astoņas reizes lielāks lādiņš nekā kodolam, kas satur vienu protonu.
Tas nozīmē, ka ūdens molekulā esošie negatīvi lādētie elektroni tiek enerģiskāk piesaistīti skābekļa kodoliem, nevis ūdeņraža kodoliem, tāpēc katra ūdeņraža atoma katrs negatīvais elektrons virzās uz skābekļa atomu, padarot to saites skābekļa galu. negatīvāki nekā to saites ūdeņraža gals.
Faktiski saites ir patiesas attiecībā uz ūdens molekulu kopumā, tas ir, skābekļa apgabalam ir neliels negatīvs lādiņš un ūdeņraža atoma apgabaliem ir neliels pozitīvs lādiņš.
Šos lādiņus bieži sauc par "daļējiem lādiņiem", jo lādiņa stiprums ir mazāks par pilnu elektronu, kā tas būtu jonu saitē, vājas polaritātes apgabalus norāda ar grieķu burtu delta (∂) un plus zīmi ( +) vai mīnus (-).
Lai gan viena ūdens molekula ir neiedomājami maza, tai tomēr ir masa, un pretējie elektriskie lādiņi uz molekulas velk šo masu tā, lai izveidotu trīsstūrveida telts formu.
Šis dipols ar pozitīvajiem lādiņiem vienā galā, ko veido ūdeņraža atomi telts "apakšā" un negatīvo lādiņu pretējā galā (skābekļa atoms telts "augšpusē"), izraisa lādēto reģionu ļoti iespējams, ka mijiedarbosies ar citu polāro molekulu lādētajiem reģioniem, cilvēka fizioloģijai iegūtā saite ir viena no vissvarīgākajām saitēm, ko veido ūdens: ūdeņraža saite.
polārais un jonu raksturs
Saites jonu pret kovalento raksturu nosaka atšķirības elektronegativitātē starp to veidojošajiem atomiem, jo lielāka ir atšķirība, jo joniskāka ir saite, parastajā noformējumā saites tiek apzīmētas kā jonu, ja jonu aspekts ir lielāks par saites kovalento aspektu.
Saites, kas atrodas starp divām galējībām, kurām ir jonu un kovalentais raksturs, tiek klasificētas kā polārās kovalentās saites, tiek uzskatīts, ka šīs saites daļēji atrodas pozitīvi un negatīvi lādētos polos.
Kad oglekļa atoms veido saiti ar fluoru, tiem ir kopīgs elektronu pāris, taču, tā kā fluors ir vairāk elektronnegatīvs nekā ogleklis, tas pievelk šo kopīgo elektronu pāri sev tuvāk un tādējādi veido elektrisko dipolu.
Virs atomiem rakstītais mazais grieķu delta tiek izmantots, lai norādītu uz daļēju lādiņu klātbūtni, tiek uzskatīts, ka šai saitei piemīt gan kovalento, gan jonu saišu īpašības.
Lai gan jonu un kovalento raksturs apzīmē punktus kontinuumā, šie apzīmējumi bieži vien palīdz izprast un salīdzināt jonu un kovalento savienojumu makroskopiskās īpašības, piemēram, jonu savienojumiem mēdz būt augstāki viršanas un kušanas punkti, kā arī tie parasti ir labāk šķīstoši. ūdenī nekā kovalentie savienojumi.
Polārās kovalentās saites piemēri
Ūdens (H. 2 O) ir polāras saites molekula, skābekļa elektronegativitātes vērtība ir 3.44, savukārt ūdeņraža elektronegativitāte ir 2.20, elektronu sadalījuma nevienmērīgums izskaidro molekulas izliekto formu, molekulas skābekļa "puse" tai ir neto negatīvais lādiņš, savukārt diviem ūdeņraža atomiem (otrpus "pusei") ir neto pozitīvais lādiņš.
Amonjaka molekula (NH 3) ir polāras kovalentās saites starp slāpekļa un ūdeņraža atomiem, dipols ir tāds, ka slāpekļa atomam ir negatīvāks lādiņš, un trim ūdeņraža atomiem vienā slāpekļa atoma pusē ir pozitīvs lādiņš.
CO
CO molekula veidojas, kad C un O 2py1 un 2pz1 veido kovalentu saiti savā starpā. C iegūst 6 elektronus un O iegūst 8 elektronus savā ārējā apvalkā, tāpēc, lai ārējā apvalkā iegūtu 8 elektronus, ogleklis paņem vientuļu pāri no skābekļa, tādējādi veidojot nekovalento saiti.
Tāpēc tā ir dubultā kovalentā saite un nekovalentā saite starp C un O CO.
C (6) – 1s2 2s1 2px1 (2py1 2pz1)
VAI(8) — 1s2 2s2 [2px2] (2py1 2pz1)
HX
Tā kā fluora atoms ir tik mazs, ūdeņraža-fluora saites saistīšanas entalpija (saistīšanas enerģija) ir ļoti augsta, lai joni veidotos, fluorūdeņražam reaģējot ar ūdeni, HF saite ir jāpārrauj. Šķiet pamatoti teikt, ka ūdeņraža fluorīda relatīvā pretestība reakcijai ar ūdeni ir saistīta ar lielo enerģijas daudzumu, kas nepieciešams šīs saites pārraušanai, taču šis skaidrojums nav derīgs.
oho
OH saite metanolā ir polāra tāpat kā OH saite ūdenī, skābekļa atoms ir vairāk elektronnegatīvs nekā ūdeņraža atoms, tāpēc vienlaicīgie elektroni tiek turēti tuvāk skābekļa atomam, kā rezultātā skābekļa atomam ir daļējs negatīvs lādiņš un ūdeņraža atoms ar daļēju pozitīvu lādiņu.
NH
Ūdeņraža saite ir īpašs dipola-dipola pievilcības veids starp molekulām, nevis kovalentā saite ar ūdeņraža atomu, molekulās, kas satur NH, OH vai FH saites, lielā elektronegativitātes atšķirība starp H atomu un N, O vai F atoms noved pie ļoti polāras kovalentās saites (ti, saites dipola).
Neglīts
Šos kompleksus raksturo to stiprās un kovalentās īpašības, kas parāda vibronisku progresiju nesaistītā ierosinātā stāvoklī, nodrošinot Fe-O stiepes frekvenci un Fe-O saites garumu šajā ierosinātajā stāvoklī un kvantitatīvi nosakot kopējo Fe saites ieguldījumu. -VAI.
Kādi elementi veido polārās saites?
Polārās kovalentās saites veidojas starp diviem nemetāliskiem atomiem, kuriem ir atbilstoši atšķirīgas elektronegativitātes vienam no otra, jo elektronegativitātes pakalpojumi ir ļoti atšķirīgi, savienojošo elektronu pāris nav vienādi sadalīts starp atomiem, piemēram, saites parasti ir polārie kovalenti. izveidots starp ūdeņradi un jebkuru citu nemetālu.
Elektronegativitātes vērtība starp metāliem un nemetāliem ir liela, tāpēc tie veido jonu saites savā starpā, kā arī Metālu īpašības.
