Ne polārie kovalentās saites raksturlielumi, to veidošanās, veidi

A ne polāro kovalento saiti ir ķīmiska saikne, kurā divi atomi, kuriem ir līdzīgas elektronegativitātes, kopīgi veido elektronus, veidojot molekulu. Tas ir atrodams daudzos savienojumos ar atšķirīgām īpašībām, kas ir starp diviem slāpekļa atomiem, kas veido gāzveida sugas (N₂) un starp oglekļa un ūdeņraža atomiem, kas kopā satur metāna gāzes molekulu (CH₄), kā arī starp daudzām citām vielām.

Tas ir pazīstams kā elektronegativitāte attiecībā uz īpašumiem, kas pieder pie ķīmiskajiem elementiem, kas attiecas uz to, cik liela vai neliela šo atomu sugu spēja piesaistīt sev elektronisko blīvumu..

Jāatzīmē, ka atomu elektronegativitāte raksturo tikai tos, kas ir saistīti ar ķīmisko saiti, proti, kad tie ir molekulas daļa..

Indekss

• 1 Vispārīgi raksturlielumi
  • 1.1. Polaritāte un simetrija
• 2 Kā veidojas ne polārā kovalentā saite?
  • 2.1. Regulēšana un enerģija
• 3 Elementu veidi, kas veido polāro kovalento saiti
  • 3.1. Dažādu atomu pololārās kovalentās saites
• 4 Piemēri
• 5 Atsauces

Vispārīgās īpašības

Termins "nepolārs" raksturo molekulas vai saites, kurām nav nekādas polaritātes. Ja molekula nav polāra, tā var nozīmēt divas lietas:

-To atomi nav saistīti ar polārajām saitēm.

-Tam ir polāro tipa saites, bet tās ir orientētas tādā simetriskā veidā, ka katra atceļ otrā dipola momentu..

Tāpat ir liels skaits vielu, kurās to molekulas paliek savstarpēji saistītas savienojuma struktūrā, gan šķidrā, gan gāzveida, gan cietā fāzē..

Ja tas notiek, tas ir lielā mērā saistīts ar tā saucamajiem spēkiem vai van der Waals mijiedarbību, papildus temperatūras un spiediena apstākļiem, kam tiek veikta ķīmiskā reakcija..

Šāda veida mijiedarbība, kas notiek arī polārajās molekulās, notiek subatomisko daļiņu, galvenokārt elektronu kustības dēļ, kad tie pārvietojas starp molekulām.

Šī fenomena dēļ elektroni var uzkrāties vienā ķīmisko vielu galā, koncentrējoties konkrētās molekulas zonās un piešķirot tam daļēju lādiņu, radot noteiktus dipoles un padarot molekulas pietiekami tuvu. viens otram.

Polaritāte un simetrija

Tomēr šis nelielais dipols netiek veidots savienojumos, kas saistīti ar polārajām kovalentajām saitēm, jo ​​atšķirība starp to elektronegativitāti ir gandrīz nulle vai pilnīgi nulle.

Attiecībā uz molekulām vai obligācijām, kas sastāv no diviem vienādiem atomiem, proti, ja to elektronegativitāte ir identiska, starpība starp tām ir nulle.

Šajā ziņā obligācijas tiek klasificētas kā ne-polārie kovalenti, kad atšķirība elektronegativitātēs starp diviem atomiem, kas veido savienību, ir mazāka par 0,5.

Gluži pretēji, ja šī atņemšana rada vērtību, kas ir no 0,5 līdz 1,9, to raksturo kā polāro kovalentu. Lai gan, ja šī atšķirība rada skaitli, kas ir lielāks par 1,9, to noteikti uzskata par polāro saiti vai savienojumu.

Tātad, šāda veida kovalentās saites tiek veidotas, pateicoties elektronu koplietošanai starp diviem atomiem, kas vienādi nodrošina to elektronisko blīvumu.

Šī iemesla dēļ papildus šajā mijiedarbībā iesaistīto atomu būtībai molekulārās sugas, kas ir saistītas ar šāda veida saitēm, parasti ir diezgan simetriskas, un tāpēc šīs savienības parasti ir diezgan spēcīgas..

Kā veidojas ne polārā kovalentā saite?

Kopumā kovalentās saiknes rodas, kad atomu pāris piedalās elektronu pāru dalīšanā vai kad elektronu blīvuma sadalījums ir vienāds starp abām atomu sugām..

Lūisa modelis apraksta šīs arodbiedrības kā mijiedarbību, kam ir divējāds mērķis: abi elektroni tiek sadalīti starp atomu pāriem, kas iejaucas, un tajā pašā laikā viņi aizpilda katra ārējā enerģijas līmeni (valences slāni), piešķirot tiem lielāku stabilitāti.

Tā kā šāda veida saikne ir balstīta uz atšķirībām starp elektroniem, kas pastāv starp to atomiem, ir svarīgi zināt, ka elementi ar visaugstāko elektronegativitāti (vai vairāk elektronegatīvus) ir tie, kas piesaista elektronus spēcīgāk viens pret otru..

Šī īpašība periodiskajā tabulā ir tendence palielināties kreisajā un labajā virzienā un augšupejošā (augšupvērstā) virzienā, tā ka elements, ko periodiskajā tabulā uzskata par vismazāko elektronegatīvu, ir francium (aptuveni 0,7). ) un viens ar augstāko elektronegativitāti ir fluors (aptuveni 4,0)..

Šīs saiknes visbiežāk sastopamas starp diviem atomiem, kas pieder pie nemetāliem, vai starp nemetālu un metaloīdu atomu.

Regulēšana un enerģija

No iekšēja viedokļa attiecībā uz enerģijas mijiedarbību var teikt, ka atomu pāris piesaista un veido saiti, ja šī procesa rezultātā samazinās sistēmas enerģija..

Arī tad, ja dotie apstākļi izraisa atomus, kas mijiedarbojas, tie kļūst tuvāki, un tas ir, kad saite tiek veidota vai veidota; kamēr šī pieeja un turpmākā savienība ietver konfigurāciju, kurai ir mazāk enerģijas nekā sākotnējais pasūtījums, kurā atomi tika atdalīti.

Veids, kādā atomu sugas tiek apvienotas, veidojot molekulas, ir aprakstīts okteta noteikumā, ko ierosināja ASV izcelsmes fizikāli ķīmiskās vielas Gilbert Newton Lewis.

Šis slavenais noteikums galvenokārt nosaka, ka atoms, kas nav ūdeņradis, ir tendence veidot saites, līdz tās apkārtnē ir astoņi elektroni..

Tas nozīmē, ka kovalentā saite rodas tad, kad katram atomam trūkst pietiekami daudz elektronu, lai aizpildītu oktetu, tas ir, kad viņi dalās elektronos..

Šim noteikumam ir izņēmumi, bet kopumā tas ir atkarīgs no saitē iesaistīto elementu rakstura.

Elementu veidi, kas veido polāro kovalento saiti

Kad tiek veidota nekolāra kovalentā saite, divus tā paša elementa atomus vai dažādus elementus var savienot ar elektronu dalīšanu no to attālākajiem enerģijas līmeņiem, kas ir pieejami, lai veidotu saites.

Kad notiek šī ķīmiskā savienība, katrs atoms mēdz iegūt visstabilāko elektronisko konfigurāciju, kas atbilst cēlgāzēm. Tātad katrs atoms parasti cenšas iegūt tuvāko cēlgāzes konfigurāciju periodiskajā tabulā vai nu ar mazāk vai vairāk elektronu nekā sākotnējā konfigurācijā..

Tātad, ja divi tā paša elementa atomi ir savienoti, veidojot ne polāro kovalentu saiti, tas ir tāpēc, ka šī savienība dod viņiem mazāk enerģisku konfigurāciju un līdz ar to stabilāku.

Vienkāršākais šāda veida piemērs ir ūdeņraža gāze (H₂), lai gan citi piemēri ir skābekļa gāzes (O₂) un slāpekli (N₂).

Dažādu atomu ne polārie kovalenti saiti

Neapolāru savienojumu var veidot arī starp diviem nemetāliskiem elementiem vai metaloīdiem un nemetāliskiem elementiem.

Pirmajā gadījumā nemetāliskos elementus veido tie, kas pieder pie periodiskās tabulas izvēlētās grupas, tostarp halogēni (jods, broms, hlora, fluora), cēlgāzes (radons, ksenons, kriptons). , argons, neons, hēlijs) un daži citi, piemēram, sērs, fosfors, slāpeklis, skābeklis, ogleklis,.

To piemērs ir oglekļa un ūdeņraža atomu savienojums, kas ir pamatā lielākai daļai organisko savienojumu.

Otrajā gadījumā metalloīdi ir tie, kuriem ir starpparametri starp nemetālēm un periodisko tabulu metāliem piederošajām sugām. Starp tiem ir: germānija, bors, antimons, tellūra, silīcijs.

Piemēri

Var teikt, ka pastāv divu veidu kovalentās obligācijas, lai gan praksē tās nav atšķirīgas. Tie ir:

-Ja identiski atomi veido saiti.

-Kad divi dažādi atomi kopā veido molekulu.

Gadījumā, ja nav polāro kovalentu obligāciju, kas notiek starp diviem identiskiem atomiem, nav īsti svarīgi, kā katrs no tiem ir elektroniski, jo tie vienmēr būs tieši tādi paši, tāpēc vienmēr elektronegativitātes atšķirība būs nulle.

Tas attiecas uz gāzveida molekulām, piemēram, ūdeņradi, skābekli, slāpekli, fluoru, hloru, bromu, jodu..

Gluži pretēji, ja tās ir apvienības starp dažādiem atomiem, to elektronegativitāte ir jāņem vērā, lai tos klasificētu kā polāros.

Tas attiecas uz metāna molekulu, kur katram oglekļa-ūdeņraža saitei izveidojies dipola moments tiek atcelts simetrijas dēļ. Tas nozīmē, ka trūkst lādiņu atdalīšanas, tāpēc tie nevar mijiedarboties ar tādām polārajām molekulām kā ūdens, padarot šīs molekulas un citus polāros ogļūdeņražus hidrofobusus..

Citas ne polāras molekulas ir: tetraklorīds (CCl)₄), pentāns (C) |₅H₁₂), etilēns (C) |₂H₄), oglekļa dioksīds (CO)₂), benzols (C) |₆H₆) un toluols (C₇H₈).

Atsauces

1. Bettelheim, F.A., Brown, W.H., Campbell, M.K., Farrell, S.O. un Torres, O. (2015). Ievads vispārējā, bioloģiskajā un bioķīmijā. Izgūti no books.google.co.ve
2. LibreTexts. (s.f.). Kovalentās obligācijas. Izgūti no chem.libretexts.org
3. Brown, W., Foote, C., Iverson, B., Anslyn, E. (2008). Organiskā ķīmija. Izgūti no books.google.co.ve
4. ThoughtCo. (s.f.). Polāro un ne polāro molekulu piemēri. Izgūti no
5. Joesten, M.D., Hogg, J.L. un Castellion, M.E. (2006). Ķīmijas pasaule: Essentials: Essentials. Izgūti no books.google.co.ve