Ei-polaaristen kovalenttisten sidosten ominaisuudet ja ominaisuudet: täydellinen opas esimerkkeineen

Aineen ominaisuuksien tutkimusten alusta asti tiedemiehet aavistivat voiman olemassaolon, joka kykenee luomaan yhteyksiä eri lajien välille. "Hiukkaset vetävät toisiaan puoleensa voimien avulla", sanoi Isaac Newton, ja vuosia myöhemmin, kuuluisan voltaisen kennon keksimisen ansiosta, Jöns Jakob Berzelius kehitti teorian kemiallisten yhdistymisten prosessista.

Eri tutkijoiden tekemien tutkimusten edistymisen ansiosta olemme tänään varmoja siitä, että kemialliset alkuaineet , kuten ihmisetkin, ovat vuorovaikutuksessa keskenään, ja tästä toiminnasta syntyy uusia rakenteita, fuusioita, yhdisteitä ja valtava määrä erilaisia ​​​​muutoksia.

Tällaisen vuorovaikutuksen lopputulos riippuu kunkin atomin yksilöllisistä ominaisuuksista , jotka rajoittavat muodostuvan sidoksen tyyppiä, yhdisteen stabiilisuutta ja monia sen fysikaalisia ja kemiallisia ominaisuuksia. Jotta molekyylissä syntyisi pooliton kovalenttinen sidos , mukana olevien lajien on oltava hyvin samankaltaisia ​​elektronegatiivisuuden suhteen.

Ehtoja, jotka määrittävät linkkien muodostumisen

Vaikka saattaa vaikuttaa siltä, ​​että nämä yhdisteiden muodostumisprosessit sitoutumisen kautta tapahtuvat spontaanisti ja kaikissa mahdollisissa skenaarioissa, totuus on, että atomien välinen sitoutuminen tapahtuu vain, kun prosessia ympäröivät olosuhteet ovat suotuisat. Tekijät, kuten lämpötila ja paine, rajoittavat reaktion esiintymistä ja muuttavat myös muodostuneen yhdisteen lopputulosta tai ominaisuuksia.

Toinen tärkeä näkökohta on aineiden pitoisuus , joka määrää yhdistämisprosessista syntyvien komponenttien määrän ja tyypin. Monissa reaktioissa jo pienikin vaihtelu reagoivien aineiden osuudessa voi johtaa erilaisten tuotteiden muodostumiseen tai estää reaktion etenemisen kokonaan.

Hiukkasten yksilölliset ominaisuudet , erityisesti niiden elektronegatiivisuus, atomisäde ja elektroninen konfiguraatio, määräävät yhdistyvien hiukkasten määrän ja lajit; ne määräävät myös muodostuvan sidoksen tyypin . On muistettava, että Linus Paulingin ehdottaman asteikon mukaan muodostuvan sidoksen tyyppi riippuu hiukkasten välisestä elektronegatiivisuuserosta.

• Ioninen: Elektronegatiivisuusero on suurempi tai yhtä suuri kuin 1,7Tämä osoittaa, että tämäntyyppinen sidos on tyypillinen lajeille, joilla on hyvin erilaiset elektronegatiivisuudet, joten mitä elektronegatiivisempi atomi Se vetää puoleensa voimakkaasti valenssielektroneja, jotka tuottavat positiivisia ja negatiivisia ioneja, joita pitävät yhdessä sähköstaattiset voimat.
• Polaarinen kovalenttinen: Ero 1,7 ja 0,5 suunnilleen. Se muodostuu yleensä elementtien väliin korkea elektronegatiivisuus (pääasiassa epämetalleja) ja niin käy, että muodostunut yhdiste on seurausta a:sta epätasainen lokero elektroneista. Yksi atomeista vetää elektronipilveä puoleensa jonkin verran enemmän, mikä luo tietyn polaarisuuden omaavan sidoksen.
• Ei-polaarinen kovalenttinen: Tämä tapahtuu, kun tallennettu ero on pienempi tai yhtä suuri kuin 0,4–0,5 (vaikka monissa tapauksissa se on käytännössä nolla). Tässä tilanteessa elektronit jakautuvat paljon tasapainoisemmin.

Näiden elektronegatiivisuuserokriteerien avulla voimme ennustaa sidoksen polaarisuuden . Erityisesti arvot 0:n ja noin 0,4:n välillä vastaavat poolittomia kovalenttisia sidoksia , joissa elektronipilvi jakautuu lähes tasaisesti kahden sitoutuneen atomin kesken.

Mikä on ei-polaarinen kovalenttinen sidos?

Kemiallinen sidos on voima, joka yhdistää kaksi atomia. Nämä vuorovaikutukset niiden välillä antavat niille suuremman energeettisen vakauden. Useiden atomien yhdistyessä sidoksilla muodostuu molekyylejä tai kiteisiä hiloja, jotka ovat kaiken tunnetun aineen perusta.

Rakenteellisesta näkökulmasta atomi koostuu ytimestä ( protoneista ja neutroneista) ja sen ympärillä liikkuvasta elektronipilvestä . Nämä elektronit, erityisesti valenssikuoressa olevat , osallistuvat sitoutumiseen. Eristetty atomi ei yleensä ole kovin vakaa, joten se pyrkii vuorovaikuttamaan muiden atomien kanssa saavuttaakseen vakaampia elektronisia konfiguraatioita, usein samanlaisia ​​kuin jalokaasuilla.

Kuten hyvin tiedetään, atomien ytimet ovat positiivisesti varautuneita, joten kahden kemiallisen lajin luonnollinen taipumus olisi hylkiä toisiaan. Kemiallisten sidosten muodostuminen on kuitenkin mahdollista ytimen ympärillä kiertävän elektronipilven ansiosta, koska näitä elektroneja voidaan jakaa tai siirtää eri atomien välillä.

Jotta sidos muodostuisi, läsnä olevien kemiallisten lajien on täytettävä yleinen ehto: toisella ei saa olla elektroneja uloimmalla kuorellaan ja toisella on oltava elektroneja jaettavaksi . Tämä positiivisten ytimien ja jaetun elektronipilven välinen vetovoima mahdollistaa ytimien välisen hylkimisvoiman tasapainottamisen elektronien ja ytimien vetovoimalla, mikä vakauttaa järjestelmän.

Ei-polaarinen kovalenttinen sidos , jota kutsutaan myös puhtaaksi tai apolaariseksi kovalenttiseksi sidokseksi, on kahden atomin yhtymäkohta, jotka jakavat yhden tai useamman elektroniparin lähes yhtä paljon . Toisin sanoen sidoksen muodostavat elektronit viettävät suunnilleen saman ajan toisen atomin lähellä kuin toisen, ilman merkittävää varauksen eroa.

Tämän tyyppinen sidos esiintyy kahden identtisen atomin (saman alkuaineen) tai kahden eri atomin välillä, joilla on hyvin samanlainen elektronegatiivisuus . Elektronegatiivisuuseron suhteen kovalenttista sidosta pidetään poolittomana, kun tämä ero on 0 ja 0,4–0,5 välillä . Näiden arvojen alapuolella elektronipilven jakauma on riittävän symmetrinen, ettei selkeitä napoja ole.

Tämän tyyppisestä sidoksesta syntyvillä molekyyleillä ei ole nettovarausta ja ne ovat usein rakenteeltaan symmetrisiä , mikä osaltaan johtaa kokonaisdipolimomentin nollaan. Se ei ole yleisin sidostyyppi kaikissa yhdisteissä, mutta se on perustavanlaatuinen esimerkiksi monien kaasujen kaksiatomisissa molekyyleissä ja suuressa määrässä orgaanisia yhdisteitä.

Ei-polaaristen kovalenttisten sidosten tyypit jaettujen elektronien mukaan

Ei-polaarisessa kovalenttisessa sidoksessa atomit voivat jakaa yhden, kaksi tai kolme elektroniparia. Yhteisten parien lukumäärästä riippuen erotetaan useita tyyppejä:

• Yksinkertainen linkki: se on jaettu yksi pari elektronien välinen suhde kahden atomin välillä. Tämä pätee vetymolekyylin H-H-sidokseen (H2).
• Tuplalinkki: jaetaan dos pares elektroneja. Esimerkki on C=C-sidos etyleenimolekyylissä (C2H4), jossa jaetut elektronit jakautuvat lähes homogeenisesti molempien hiilien kesken.
• Kolminkertainen linkki: jaetaan kolme paria elektroneja. Tyypillinen esimerkki on N≡N-sidos typpimolekyylissä (N2), joka suuresta lujuudestaan ​​huolimatta pysyy poolittomana kovalenttisena sidoksena elektronegatiivisuuksien tasa-arvon vuoksi.

Kaikissa näissä tapauksissa ratkaiseva tekijä ei ole pelkästään jaettujen parien lukumäärä, vaan myös osallistuvien atomien elektronegatiivisuuden yhtäläisyys tai samankaltaisuus , mikä varmistaa merkittyjen napojen puuttumisen.

Esimerkkejä poolittomista kovalenttisista sidoksista

On olemassa lukuisia esimerkkejä poolittomista kovalenttisista sidoksista, sekä identtisten atomien muodostamissa molekyyleissä että samanlaisten elektronegatiivisuuksien omaavien eri atomien muodostamissa molekyyleissä. Joitakin edustavimpia tapauksia ovat seuraavat:

• Identtisten atomien väliset sidokset: kun kahden atomin välille muodostuu sidos sama elementtiElektronegatiivisuuden ero on täsmälleen nolla. Elektronipilvi jakautuu tasan molempien kesken. Klassisia esimerkkejä ovat vety (H₂) ja vety (H₂).2), typpeä (N2), happi (O2), fluori (F2), bromi (Br2) ja muut ei-metallisten alkuaineiden kaksiatomiset molekyylit.
• Vetymolekyyli (H2): Kaksi vetyatomia jakaa yhden valenssielektroninsa muodostaen yhden kovalenttisen sidoksen. Koska molemmat atomit ovat identtisiä, elektronegatiivisuusero on nolla, joten sidos on selvästi ei-polaarinen.
• Fluorimolekyyli (F2Vaikka fluori on jaksollisen järjestelmän elektronegatiivisin alkuaine, kumpikaan fluoriatomi ei voi vetää puoleensa elektronipilveä voimakkaammin, kun yksi fluoriatomi sitoutuu toiseen. Elektronegatiivisuus on sama ja sidos on pooliton kovalenttinen.
• Otsonimolekyyli (O3Tässä molekyylissä keskeinen happiatomi on sitoutunut kahteen muuhun happiatomiin kovalenttisilla sidoksilla. OO-sidokset ovat erikseen pooliton kovalenttinen koska ne esiintyvät yhtä suuren elektronegatiivisuuden omaavien atomien välillä, vaikka kokonaisella molekyylillä on monimutkaisempi rakenne ja tiettyjä resonanssivaikutuksia.
• Typpimolekyyli (N2): jokainen typpiatomi jakaa kolme paritonta valenssielektroniaan toisen kanssa muodostaen kolmoislinkkiElektronegatiivisuusero on nolla, joten N≡N-sidos on pooliton kovalenttinen ja erittäin vahva.
• CH-sidokset metaanissa (CH4Metaani on mielenkiintoinen tapaus, koska sen C-H-sidokset esiintyvät eri alkuaineiden atomien välillä. Hiilen ja vedyn välinen elektronegatiivisuusero on lähellä 0,4Tämä arvo on poolittoman ja hieman polaarisen sidoksen rajamailla. Monissa yhteyksissä sitä pidetään esimerkkinä poolittomasta kovalenttisesta sidoksesta tai ainakin sellaisesta, jonka polaarisuus on hyvin alhainen. Lisäksi tetraedrinen geometria Metaanin ominaisuudet aiheuttavat sen, että vaikka jokaisella sidoksella voi olla pieni polaarisuus, dipolimomentit kumoavat toisensa ja koko molekyyli on pooliton.
• Etyleenimolekyyli (C2H4): etyleenissä on neljä CH-sidosta ja yksi C=C-kaksoissidosSekä CH-sidokset (hyvin matalapolaarisuus) että C=C-sidos ovat varausjakauman suhteen poolittomia kovalenttisia sidoksia. Molekyylillä on symmetria, joka vahvistaa sen poolitonta luonnetta.
• Hiilisulfidi (CS2): tässä yhdisteessä on hiiliatomi, joka on lineaarisesti sitoutunut kahteen rikkiatomiin kaksoissidokset C=S. Hiilen ja rikin välinen elektronegatiivisuusero ei ole kovin suuri, joten sidoksilla on heikosti polaarinen luonne. Lisäksi lineaarinen geometria aiheuttaa sen, että mahdolliset dipolimomentit kumoavat toisensa, mikä johtaa kokonaisuudessaan poolittomaan molekyyliin.

Kaikissa näissä esimerkeissä joko elektronegatiivisuudet ovat yhtä suuret tai ero on alle 0,4–0,5 , mikä takaa jaetun elektronipilven lähes tasaisen jakautumisen.

Ei-polaaristen kovalenttisten sidosten omaavien yhdisteiden ominaisuudet

Pääasiassa poolittomien kovalenttisten sidosten kautta muodostuneilla yhdisteillä on joukko ominaisuuksia, jotka erottavat ne ionisista yhdisteistä tai yhdisteistä, joissa on vahvasti polaarisia kovalenttisia sidoksia. Niiden tärkeimpiä ominaisuuksia ovat seuraavat:

• Niillä on alhaiset sulamis- ja kiehumispisteet verrattuna ionisiin tai metallisiin yhdisteisiin. Monet tämän tyyppiset aineet ovat huoneenlämmössä kaasumaisessa tai nestemäisessä tilassa, kuten vety (H₂).2), typpi (N2) tai bromia (Br2).
• Ne eivät johda lämpöä hyvinkoska niiltä puuttuu vapaita elektroneja tai liikkuvia ioneja, jotka voivat tehokkaasti kuljettaa lämpöenergiaa rakenteen läpi.
• Sen liukenematon veteen eri lämpötiloissa tai niillä on hyvin alhainen liukoisuus. Yleisesti ottaen yhdisteet pooliton Ne liukenevat yleensä paremmin poolittomiin liuottimiin (kuten tiettyihin hiilivetyihin), kun taas vesi on voimakkaasti polaarinen liuotin.
• Sen huonot sähkönjohtimetKoska sen molekyylit ovat sähköisesti neutraaleja eivätkä hajoa ioneiksi liuennessaan, eikä liikkuvia varauksenkuljettajia ole, sähkövirta ei siirry helposti.
• Molekyylit ovat yleensä symmetrinen referenssitasoon tai -akseliin nähden, mikä vaikuttaa siihen, että mahdollisten sidosdipolimomenttien vektorisumma on nolla. Tämä symmetria on avainasemassa, jotta yhdiste käyttäytyisi kokonaisuudessaan poolittomana aineena.
• Esittää suhteellisen alhaiset sitoutumisenergiat Verrattuna joihinkin ionisidoksiin tai laajoihin kovalenttisiin verkostoihin (kuten timanttiin), tämä tarkoittaa, että yleensä yksittäisen poolittoman kovalenttisen sidoksen rikkomiseen tarvitaan vähemmän energiaa kuin vahvan ionisidoksen rikkomiseen.
• Ne voivat muodostaa kiinteät aineet, nesteet tai kaasut huoneenlämmössä, riippuen molekyylien välisten voimien voimakkuudesta (Lontoon dispersiovoimat, indusoitu dipoli jne.) ja molekyylien koosta. Esimerkiksi typpi (N2) on kaasu, bromi (Br2) on nestemäinen ja orgaaniset yhdisteet, kuten naftaleeni (C10H8) ovat molekyylisiä kiinteitä aineita.

Yhdessä nämä ominaisuudet selittävät, miksi monia yhdisteitä, joissa on ei-polaarisia kovalenttisia sidoksia, käytetään orgaanisina liuottimina , polttoaineina tai eristemateriaaleina, sekä sähkö- että lämpöeristeinä.

Menettely molekyylin sidoksen tyypin tunnistamiseksi

Jos haluat määrittää tarkemmin, onko molekyylin sidoksen tyyppi pooliton ja kovalenttinen , voit noudattaa yksinkertaista menetelmää, joka perustuu alkuaineiden elektronegatiivisuuteen:

• Ensin on tunnistettava molekyylin muodostavat alkuaineet ja niiden luonne: ovatko ne metallitNe sijaitsevat yleensä jaksollisen järjestelmän vasemmalla puolella ja keskellä; jos ne ovat ei metalleja, löytyvät oikealta puolelta (mukaan lukien vety monissa tutkimusjärjestelmissä).
• Ennen laskelman tekemistä sinulla voi jo olla tuloksen käsitysMääritelmän mukaan, jos olet kahden ei-metallisen alkuaineen läsnä ollessa, muodostuu yhdiste. kovalenttisidosKysymys siitä, onko se polaarinen vai ei-polaarinen, jää edelleen.
• Paikanna elektronegatiivisuudet jokaiselle jaksollisen järjestelmän alkuaineelle (yleensä käyttäen Paulingin asteikon arvoja). Kirjoita muistiin jokaista sidokseen osallistuvaa atomia vastaava arvo.
• Tehdä yksinkertainen vähennyslasku elektronegatiivisuusarvojen välillä (yleensä suurempi arvo miinus pienempi arvo). Tulos antaa sinulle elektronegatiivisuusero molempien atomien välillä.
• Vertaa saatua arvoa viiteväleihin: jos ero on suurempi tai yhtä suuri kuin 1,7, sidos on pääasiassa ioninen; jos se on välillä 0,5 ja 1,7, pidetään polaarinen kovalenttinenJa jos se on pienempi tai yhtä suuri kuin 0,4–0,5, Kyse on a pooliton kovalenttinen sidos tai erittäin matalan napaisuuden omaavia.

Tämän kvantitatiivisen analyysin lisäksi on tärkeää ottaa huomioon molekyylin geometria . Molekyyli voi sisältää useita polaarisia sidoksia ja silti olla globaalisti pooliton, jos sidosten spatiaalinen järjestely saa dipolimomentit kumoamaan toisensa. Tyypillinen esimerkki on hiilidioksidi (CO₂ ) , jossa C=O-sidokset ovat polaarisia, mutta lineaarinen geometria tekee kokonaisdipolimomentista nollan.

Sidospolaarisuuden ja molekyylipolaarisuuden ymmärtäminen on avainasemassa kemiassa, jotta voidaan ennustaa ominaisuuksia, kuten liukoisuutta, sulamis- ja kiehumispisteitä, reaktiivisuutta ja aineiden käyttäytymistä eri väliaineissa.

Ei-polaaristen kovalenttisten sidosten yksityiskohtainen tutkimus auttaa meitä ymmärtämään, miksi niin monet arkipäivän aineet (ilmakehän kaasut, polttoaineet, muovit ja muut orgaaniset molekyylit) käyttäytyvät fyysisesti hyvin eri tavalla kuin ioniset suolat tai metallit, vaikka ne koostuvatkin muutamasta erityyppisestä atomista, jotka yhdistyvät eri tavoin.