Was ist eine polare kovalente Verbindung? (mit Beispielen)



A polare kovalente Bindung es ist eine kovalente Bindung zwischen zwei Atomen, wo die Elektronen, die die Bindung bilden, ungleich verteilt sind.

Dies bewirkt, dass das Molekül ein geringes elektrisches Dipolmoment aufweist, bei dem ein Ende leicht positiv und das andere leicht negativ ist.

Die Ladung der elektrischen Dipole ist kleiner als eine vollständige Ladungseinheit, sie gelten daher als Teillasten und werden mit Delta plus (δ +) und Delta minus (δ-) bezeichnet (Boundless, 2016).

Da die positiven und negativen Ladungen in der Bindung getrennt sind, interagieren Moleküle mit polaren kovalenten Bindungen mit Dipolen in anderen Molekülen.

Dies erzeugt intermolekulare Dipol-Dipol-Kräfte zwischen ihnen (Helmenstin, Polar Bond Definition and Examples, 2017).

Elektronegativität und Bindungspolarität

Die Polarität einer Bindung (der Grad, zu dem sie polar ist) wird weitgehend durch die relativen Elektronegativitäten der gebundenen Atome bestimmt.

Die Elektronegativität (χ) ist definiert als die Kapazität eines Atoms in einem Molekül oder eines Ions, um Elektronen an sich zu ziehen. Daher besteht eine direkte Korrelation zwischen Elektronegativität und Bindungspolarität (Polarkovalente Bindungen, S.F.).

Eine Bindung ist unpolar, wenn die verbundenen Atome gleiche oder ähnliche Elektronegativitäten haben. Wenn die Elektronegativitäten der gebundenen Atome nicht gleich sind, kann man sagen, dass die Bindung zum am stärksten elektronegativen Atom polarisiert ist.

Eine Bindung, in der die Elektronegativität von B (χB) größer ist als die Elektronegativität von A (χA), wird beispielsweise durch die partielle negative Ladung am elektronegativsten Atom angezeigt:

A δ+-B δ-

Je größer der Wert der Elektronegativität ist, desto größer ist die Kraft des Atoms, um ein Paar von Elektronen der Vereinigung anzuziehen.

Abbildung 1 zeigt die Elektronegativitätswerte der verschiedenen Elemente unter jedem Symbol im Periodensystem.

Mit einigen Ausnahmen nehmen die Elektronegativitäten in einer Periode von links nach rechts zu und in einer Familie von oben nach unten ab. (Elektronegativität: Klassifizierungsbindungstyp, S.F.).

Abbildung 1: Elektronegativitätswerte der Elemente des Periodensystems nach der Pauling-Konvention.

Die Elektronegativitäten geben Auskunft darüber, was mit dem Paar von Bindungselektronen passiert, wenn zwei Atome zusammenkommen.

Polare kovalente Bindungen werden gebildet, wenn die beteiligten Atome eine Elektronegativitätsdifferenz zwischen 0,5 und 1,7 aufweisen.

Das Atom, das das Paar der Bindungselektronen am stärksten anzieht, ist etwas negativer, während das andere Atom etwas positiver ist und einen Dipol im Molekül erzeugt.

Je größer der Unterschied in den Elektronegativitäten ist, desto negativer und positiver sind die an der Bindung beteiligten Atome. (ELEKTRONEGATIVITÄT UND POLAR COVALENT BONDING, S.F.).

Polare Bindungen sind die Trennlinie zwischen reiner kovalenter Bindung und reiner ionischer Bindung.

Reine kovalente Bindungen (nichtpolare kovalente Bindungen) teilen Elektronenpaare gleichmäßig zwischen Atomen.

Technisch gesehen tritt der unpolare Übergang nur auf, wenn die Atome miteinander identisch sind (beispielsweise Gas H).2 oder Cl-Gas2), aber Chemiker betrachten jede Bindung zwischen Atomen mit einem Unterschied in der Elektronegativität von weniger als 0,4 als eine nicht-polare kovalente Bindung.

Zum Beispiel Kohlendioxid (CO2) und Methan (CH4) sind unpolare Moleküle.

Bei Ionenbindungen werden die Elektronen in der Bindung im Wesentlichen an ein Atom auf der anderen Seite (z. B. NaCl) gespendet.

Ionische Bindungen werden zwischen Atomen gebildet, wenn der Elektronegativitätsunterschied zwischen ihnen größer als 1,7 ist. Im Fall von Ionenbindungen gibt es keine gemeinsame Nutzung von Elektronen und die Vereinigung erfolgt durch elektrostatische Kräfte.

Abbildung 2: Bindungsarten (a) unpolare kovalente Bindung, (b) polare kovalente Bindung und (c) ionische Bindung

Beispiele für polare kovalente Bindungen

Das Wasser (H2O) ist das klassischste Beispiel eines polaren Moleküls. Wasser gilt als das universelle Lösungsmittel, was jedoch nicht bedeutet, dass es alles universell auflöst, sondern aufgrund seiner Fülle ein ideales Lösungsmittel ist, um polare Substanzen aufzulösen (Helmenstin, 2017).

Gemäß den Werten in 1 ist der Elektronegativitätswert von Sauerstoff 3,44, während die Elektronegativität von Wasserstoff 2,10 ist.

Eine Ungleichheit in der Elektronenverteilung erklärt die gekrümmte Form des Moleküls. Die "Sauerstoff" -Seite des Moleküls hat eine negative Nettoladung, während die zwei Wasserstoffatome (auf der anderen "Seite") eine positive Nettoladung haben (Abbildung 3).

Abbildung 3: Bindungspolarität des Wassermoleküls.

Chlorwasserstoff (HCl) ist ein weiteres Beispiel für ein Molekül, das eine polare kovalente Bindung aufweist.

Chlor ist das elektronegativste Atom, also sind die Elektronen in der Bindung enger mit dem Chloratom verbunden als mit dem Wasserstoffatom.

Ein Dipol wird gebildet, wobei die Chlorseite eine negative Nettoladung und die Wasserstoffseite eine positive Nettoladung hat.Chlorwasserstoff ist ein lineares Molekül, weil es nur zwei Atome gibt, daher ist keine andere Geometrie möglich.

Abbildung 4: Bindungspolarität des Chlorwasserstoffmoleküls.

Das Ammoniakmolekül (NH3) und die Amine und Amide haben polare kovalente Bindungen zwischen den Stickstoff-, Wasserstoff- und Substituentenatomen.

Im Fall von Ammoniak ist der Dipol so beschaffen, dass das Stickstoffatom stärker negativ geladen ist, wobei alle drei Wasserstoffatome alle auf einer Seite des Stickstoffatoms positiv geladen sind.

Abbildung 5: Bindungspolarität des Ammoniakmoleküls.

Die asymmetrischen Verbindungen zeigen polare kovalente Eigenschaften. Eine organische Verbindung mit funktionellen Gruppen, die eine Elektronegativitätsdifferenz aufweisen, zeigt die Polarität.

Zum Beispiel kann 1-Chlorbutan (CH3-CH2-CH2-CH2Cl) zeigt eine partielle negative Ladung an Cl und die teilweise positive Ladung, die an den Kohlenstoffatomen verteilt ist. Dies nennt man den induktiven Effekt (TutorVista.com, S.F.).

Referenzen

  1. (2016, 17. August). Kovalente Bindungen und andere Bindungen und Wechselwirkungen. Wiederhergestellt von grenzenlos.com.
  2. ELEKTRONEGATIVITÄT UND POLAR COVALENT BONDING. (S.F.) Von Dummies.com abgerufen.
  3. Elektronegativität: Klassifizierung von Bindungstyp. (S.F.) Von chemteam.info abgerufen.
  4. Helmenstin, A. M. (2017, 12. April). Beispiele für polare und unpolare Moleküle. Von thinkco.com abgerufen.
  5. Helmenstine, A. M. (2017, 17. Februar). Polar Bond Definition und Beispiele. Von thinkco.com abgerufen.
  6. Polare kovalente Bindungen. (S.F.) Von saylordotorg.github.io abgerufen.