Χαρακτηριστικά μη πολικών ομοιοπολικών δεσμών, πώς σχηματίζονται, τύποι

Α μη πολικό ομοιοπολικό δεσμό είναι ένας τύπος χημικού δεσμού στον οποίο δύο άτομα που έχουν παρόμοιες ηλεκτροαρνησίες μοιράζονται τα ηλεκτρόνια για να σχηματίσουν ένα μόριο. Βρίσκεται σε ένα μεγάλο αριθμό ενώσεων που έχουν διαφορετικά χαρακτηριστικά, που είναι μεταξύ των δύο ατόμων αζώτου που σχηματίζουν το αέριο είδος (Ν₂), και μεταξύ των ατόμων άνθρακα και υδρογόνου που συγκρατούν το μόριο του αερίου του μεθανίου (CH₄), καθώς και μεταξύ πολλών άλλων ουσιών.

Είναι γνωστό ως ηλεκτροαρνησία στην ιδιοκτησία που κατέχουν τα χημικά στοιχεία που αναφέρεται στο πόσο μεγάλη ή μικρή είναι η ικανότητα αυτών των ατομικών ειδών να προσελκύσουν την ηλεκτρονική πυκνότητα στον εαυτό τους..

Θα πρέπει να σημειωθεί ότι η ηλεκτροαρνητικότητα των ατόμων περιγράφει μόνο εκείνες που εμπλέκονται σε έναν χημικό δεσμό, δηλαδή, όταν είναι μέρος ενός μορίου.

Ευρετήριο

• 1 Γενικά χαρακτηριστικά
  • 1.1 Πολικότητα και συμμετρία
• 2 Πώς σχηματίζεται ο μη πολικός ομοιοπολικός δεσμός?
  • 2.1 Ρύθμιση και ενέργεια
• 3 Τύποι στοιχείων που αποτελούν τον μη πολικό ομοιοπολικό δεσμό
  • 3.1 Μη πολικοί ομοιοπολικοί δεσμοί διαφορετικών ατόμων
• 4 Παραδείγματα
• 5 Αναφορές

Γενικά χαρακτηριστικά

Ο όρος "μη πολικός" χαρακτηρίζει τα μόρια ή τους δεσμούς που δεν παρουσιάζουν καμία πολικότητα. Όταν ένα μόριο είναι μη πολικό, μπορεί να σημαίνει δύο πράγματα:

-Τα άτομα τους δεν συνδέονται με πολικούς δεσμούς.

-Έχει συνδέσεις πολικού τύπου, αλλά αυτές έχουν προσανατολιστεί με ένα συμμετρικό τρόπο που κάθε ένα ακυρώνει τη στιγμή του διπόλου του άλλου.

Παρομοίως, υπάρχει ένας μεγάλος αριθμός ουσιών στις οποίες τα μόρια τους παραμένουν συνδεδεμένα το ένα με το άλλο στη δομή της ένωσης, είτε σε υγρή, αέρια είτε σε στερεά φάση.

Όταν συμβαίνει αυτό, οφείλεται σε μεγάλο βαθμό στις λεγόμενες δυνάμεις ή αλληλεπιδράσεις του van der Waals, εκτός από τις συνθήκες θερμοκρασίας και πίεσης στις οποίες πραγματοποιείται η χημική αντίδραση..

Αυτός ο τύπος αλληλεπιδράσεων, οι οποίοι συμβαίνουν επίσης σε πολικά μόρια, συμβαίνουν λόγω της κίνησης υποατομικών σωματιδίων, κυρίως ηλεκτρονίων όταν μετακινούνται μεταξύ μορίων.

Εξαιτίας αυτού του φαινομένου, μέσα σε λίγα λεπτά, ηλεκτρόνια μπορεί να συσσωρευτούν στο ένα άκρο των χημικών ειδών, επικεντρώνεται σε συγκεκριμένες περιοχές του μορίου και παρέχοντας ένα είδος μερικό φορτίο, δημιουργώντας ορισμένες δίπολα και την εξασφάλιση ότι τα μόρια παραμένουν αρκετά κοντά η το ένα στο άλλο.

Πολικότητα και συμμετρία

Ωστόσο, αυτό το μικρό δίπολο δεν σχηματίζεται σε ενώσεις δεσμευμένες από μη πολικούς ομοιοπολικούς δεσμούς, επειδή η διαφορά μεταξύ των ηλεκτροαρνημάτων τους είναι ουσιαστικά μηδενική ή εντελώς μηδενική.

Στην περίπτωση μορίων ή δεσμών που αποτελούνται από δύο ίσα άτομα, δηλαδή, όταν οι ηλεκτροαρνητικές τους δυνάμεις είναι ίδιες, η διαφορά μεταξύ τους είναι μηδέν.

Με αυτή την έννοια, οι δεσμοί ταξινομούνται ως μη πολικοί ομοιοπολικοί όταν η διαφορά των ηλεκτροαρνημάτων μεταξύ των δύο ατόμων που συνθέτουν την ένωση είναι μικρότερη από 0,5.

Αντίθετα, όταν αυτή η αφαίρεση έχει ως αποτέλεσμα μια τιμή που κυμαίνεται μεταξύ 0,5 και 1,9, χαρακτηρίζεται ως πολική ομοιοπολική. Ενώ, όταν αυτή η διαφορά έχει ως αποτέλεσμα έναν αριθμό μεγαλύτερο από 1,9, θεωρείται σίγουρα ως ένας δεσμός ή μια ένωση πολικής φύσης.

Έτσι, αυτός ο τύπος ομοιοπολικών δεσμών σχηματίζεται χάρη στην κατανομή ηλεκτρονίων μεταξύ δύο ατόμων που αποδίδουν εξίσου την ηλεκτρονική τους πυκνότητα.

Για το λόγο αυτό, εκτός από τη φύση των ατόμων που εμπλέκονται σε αυτή την αλληλεπίδραση, τα μοριακά είδη τα οποία συνδέονται με τέτοια σύνδεση τείνουν να είναι αρκετά συμμετρικό και, ως εκ τούτου, αυτές οι αρθρώσεις είναι συνήθως αρκετά ισχυρή.

Πώς σχηματίζεται ο μη πολικός ομοιοπολικός δεσμός?

Γενικά, οι ομοιοπολικοί δεσμοί προέρχονται όταν ένα ζεύγος ατόμων συμμετέχει στην κατανομή των ζευγών ηλεκτρονίων ή όταν η κατανομή της πυκνότητας ηλεκτρονίων εμφανίζεται εξίσου μεταξύ των δύο ατομικών ειδών.

Το μοντέλο Lewis περιγράφει αυτές τις συνδέσεις, όπως αλληλεπιδράσεις με διπλό σκοπό: οι δύο ηλεκτρόνια μοιράζονται μεταξύ του ζεύγους των παρεμβαλλόμενα άτομα, και ταυτόχρονα γεμίσει το εξωτερικό επίπεδο ενέργειας (κέλυφος σθένους) του καθενός, δίνοντας μεγαλύτερη σταθερότητα.

Καθώς αυτός ο τύπος συνδέσμου βασίζεται στη διαφορά ηλεκτραρνητικότητας μεταξύ των ατόμων που την αποτελούν, είναι σημαντικό να γνωρίζουμε ότι τα στοιχεία πιο ηλεκτραρνητικό (ή περισσότερο ηλεκτραρνητικό) προσελκύουν περισσότερο έντονα ηλεκτρόνια στην ίδια.

Αυτή η ιδιότητα τείνει να αυξάνει στον περιοδικό πίνακα στην κατεύθυνση αριστερά-δεξιά και σε μια ανοδική κατεύθυνση (από κάτω προς τα πάνω), έτσι ώστε το στοιχείο εξέτασε το λιγότερο ηλεκτραρνητικό Περιοδικού Πίνακα είναι φράγκιο (περίπου 0,7 ) και εκείνη με την υψηλότερη ηλεκτροαρνητικότητα είναι το φθόριο (περίπου 4,0).

Αυτοί οι δεσμοί είναι συχνότερα μεταξύ δύο ατόμων που ανήκουν σε μη-μέταλλα ή μεταξύ ενός μη-μετάλλου και ενός ατόμου μεταλλοειδούς φύσης.

Κανονισμού και ενέργειας

Από μια πιο εσωτερική άποψη, όσον αφορά τις ενεργειακές αλληλεπιδράσεις, μπορεί να ειπωθεί ότι ένα ζεύγος ατόμων προσελκύει και σχηματίζει έναν δεσμό εάν αυτή η διαδικασία οδηγεί σε μείωση της ενέργειας του συστήματος.

Επίσης, όταν οι δεδομένες συνθήκες προκαλούν την προσέλκυση των ατόμων που αλληλεπιδρούν, γίνονται πιο κοντά και όταν ο δεσμός παράγεται ή σχηματίζεται. εφόσον αυτή η προσέγγιση και η επακόλουθη ένωση συνεπάγονται μια διαμόρφωση που έχει λιγότερη ενέργεια από την αρχική τάξη, στην οποία χωρίστηκαν τα άτομα.

Ο τρόπος με τον οποίο τα ατομικά είδη συνδυάζονται για να σχηματίσουν μόρια περιγράφεται από τον κανόνα των οκτάδων, ο οποίος προτάθηκε από το φυσικοχημικό αμερικανικής προέλευσης Gilbert Newton Lewis.

Αυτός ο διάσημος κανόνας δηλώνει κυρίως ότι ένα άτομο διαφορετικό από το υδρογόνο έχει την τάση να δημιουργεί δεσμούς μέχρι να περιβάλλεται από οκτώ ηλεκτρόνια στο κέλυφος σθένους.

Αυτό σημαίνει ότι ο ομοιοπολικός δεσμός προέρχεται όταν κάθε άτομο στερείται αρκετών ηλεκτρονίων για να γεμίσει την οξεία του, δηλαδή όταν μοιράζονται τα ηλεκτρόνια τους.

Αυτός ο κανόνας έχει τις εξαιρέσεις του, αλλά σε γενικές γραμμές εξαρτάται από τη φύση των στοιχείων που εμπλέκονται στη σύνδεση.

Τύποι στοιχείων που σχηματίζουν τον μη πολικό ομοιοπολικό δεσμό

Όταν σχηματίζεται ένας μη πολικός ομοιοπολικός δεσμός, δύο άτομα του ίδιου στοιχείου ή διαφορετικά στοιχεία μπορούν να ενωθούν με την κατανομή των ηλεκτρονίων από τα εξωτερικά ενεργειακά τους επίπεδα, τα οποία είναι διαθέσιμα για να σχηματίσουν δεσμούς.

Όταν συμβαίνει αυτή η χημική ένωση, κάθε άτομο τείνει να αποκτήσει την πιο σταθερή ηλεκτρονική διαμόρφωση, η οποία αντιστοιχεί στα ευγενή αέρια. Έτσι, κάθε άτομο γενικά «ψάχνουν» αποκτά διαμόρφωση κοντινότερο ευγενούς αερίου στον περιοδικό πίνακα, είτε λιγότερο ή περισσότερα ηλεκτρόνια αρχική του διαμόρφωση.

Έτσι, όταν δύο άτομα του ίδιου στοιχείου ενώνονται για να σχηματίσουν ένα μη πολικό ομοιοπολικό δεσμό, είναι επειδή αυτή η ένωση τους δίνει μια λιγότερο ενεργητική διαμόρφωση και επομένως πιο σταθερή.

Το πιο απλό παράδειγμα αυτού του τύπου είναι το αέριο υδρογόνο (Η₂), αν και άλλα παραδείγματα είναι τα αέρια οξυγόνου (Ο₂) και άζωτο (Ν₂).

Μη πολικοί ομοιοπολικοί δεσμοί διαφορετικών ατόμων

Μια μη πολική σύνδεση μπορεί επίσης να διαμορφωθεί μεταξύ δύο μη μεταλλικών στοιχείων ή ενός μεταλλοειδούς και ενός μη μεταλλικού στοιχείου.

Στην πρώτη περίπτωση, οι αμέταλλα αποτελούνται από εκείνα που ανήκουν σε μια επιλεγμένη ομάδα του περιοδικού πίνακα, μεταξύ των οποίων είναι τα αλογόνα (ιώδιο, βρώμιο, χλώριο, φθόριο), ευγενή αέρια (ραδόνιο, ξένον, κρυπτόν , αργόν, νέον, ήλιο) και μερικά άλλα όπως το θείο, ο φώσφορος, το άζωτο, το οξυγόνο, ο άνθρακας, μεταξύ άλλων.

Ένα παράδειγμα αυτών είναι η ένωση ατόμων άνθρακα και υδρογόνου, η βάση για τις περισσότερες οργανικές ενώσεις.

Στη δεύτερη περίπτωση, τα μεταλλοειδή είναι αυτά που έχουν ενδιάμεσα χαρακτηριστικά μεταξύ των μη-μεταλλικών και των ειδών που ανήκουν στα μέταλλα στον περιοδικό πίνακα. Μεταξύ αυτών είναι: γερμάνιο, βόριο, αντιμόνιο, τελλούριο, πυρίτιο, μεταξύ άλλων.

Παραδείγματα

Μπορεί να ειπωθεί ότι υπάρχουν δύο τύποι ομοιοπολικών δεσμών, αν και στην πράξη δεν έχουν καμία διαφορά μεταξύ τους. Αυτά είναι:

-Όταν ταυτόσημα άτομα σχηματίζουν δεσμό.

-Όταν δύο διαφορετικά άτομα έρχονται μαζί για να σχηματίσουν ένα μόριο.

Για μη-πολικό ομοιοπολικούς δεσμούς που συμβαίνουν μεταξύ δύο πανομοιότυπα άτομα δεν ενδιαφέρονται πραγματικά για την ηλεκτραρνητικότητα του καθενός, επειδή πάντα είναι ακριβώς η ίδια, έτσι ώστε πάντα η διαφορά ηλεκτραρνητικότητα είναι null.

Αυτή είναι η περίπτωση αερίων μορίων όπως υδρογόνο, οξυγόνο, άζωτο, φθόριο, χλώριο, βρώμιο, ιώδιο.

Αντίθετα, όταν οι συνδέσεις μεταξύ των διαφόρων ατόμων θα πρέπει να θεωρείται στον κατάλογο ηλεκτραρνητικότητες και μη πολικά τους.

Αυτή είναι η περίπτωση του μορίου του μεθανίου, όπου η διπολική ροπή που σχηματίζεται σε κάθε δεσμό άνθρακα-υδρογόνου ακυρώνεται για λόγους συμμετρίας. Αυτό σημαίνει την έλλειψη διαχωρισμού των φορτίων, έτσι ώστε να μην μπορούν να αλληλεπιδράσουν με πολικά μόρια όπως το νερό, καθιστώντας τα μόρια αυτά και άλλους πολικούς υδρογονάνθρακες υδρόφοβα.

Άλλα μη πολικά μόρια είναι: τετραχλωράνθρακα (CCl)₄), πεντάνιο (C₅H₁₂), αιθυλενίου (C₂H₄), διοξείδιο του άνθρακα (CO)₂), βενζόλιο (C₆H₆) και τολουόλιο (C.₇H₈).

Αναφορές

1. Bettelheim, F.A., Brown, W.H., Campbell, Μ.Κ., Farrell, S.O. and Torres, Ο. (2015). Εισαγωγή στη Γενική, Βιολογική και Βιοχημεία. Ανακτήθηκε από το books.google.co.ve
2. LibreTexts. (s.f.). Ομοιογενείς δεσμοί. Ανακτήθηκε από chem.libretexts.org
3. Brown, W., Foote, C., Iverson, Β., Anslyn, Ε. (2008). Οργανική Χημεία. Ανακτήθηκε από το books.google.co.ve
4. ThoughtCo. (s.f.). Παραδείγματα πολικών και μη πολικών μορίων. Ανακτήθηκε από thoughtco.com
5. Joesten, M.D., Hogg, J.L. and Castellion, Μ.Ε. (2006). Ο Κόσμος της Χημείας: Βασικά: Βασικά. Ανακτήθηκε από το books.google.co.ve