Τι είναι ένας πολικός ομοιοπολικός δεσμός; (με Παραδείγματα)

Α πολικό ομοιοπολικό δεσμό είναι ένας ομοιοπολικός δεσμός μεταξύ δύο ατόμων όπου τα ηλεκτρόνια που σχηματίζουν τον δεσμό είναι άνισα κατανεμημένα.

Το φορτίο των ηλεκτρικών διπόλων είναι μικρότερο από ένα πλήρες φορτίο μονάδας, επομένως θεωρούνται μερικά φορτία και δηλώνονται με δέλτα συν (δ +) και δέλτα μείον (δ-) (Boundless, 2016).

Επειδή τα θετικά και αρνητικά φορτία διαχωρίζονται στον δεσμό, μόρια με πολικούς ομοιοπολικούς δεσμούς αλληλεπιδρούν με διπόλες σε άλλα μόρια.

Αυτό παράγει διμολικές διπολικές διαμοριακές δυνάμεις μεταξύ τους (Helmenstine, Polar Bond Definition and Examples, 2017).

Ηλεκτραρνητικότητα και πολικότητα δέσμευσης

Η πολικότητα ενός δεσμού (ο βαθμός στον οποίο είναι πολικός) προσδιορίζεται σε μεγάλο βαθμό από τις σχετικές ηλεκτροαρνησίες των δεσμευμένων ατόμων.

Η ηλεκτραρνητικότητα (χ) ορίζεται ως η ικανότητα ενός ατόμου σε ένα μόριο ή ένα ιόν για να προσελκύσει ηλεκτρόνια στον εαυτό του. Επομένως, υπάρχει άμεση συσχέτιση μεταξύ της ηλεκτροαρνησίας και της πολικότητας του δεσμού (Polar Covalent Bonds, S.F.).

Ένας δεσμός είναι μη πολικός αν τα συνημμένα άτομα έχουν τις ίδιες ή παρόμοιες ηλεκτροαρνησίες. Αν οι ηλεκτροαρνησίες των προσκολλημένων ατόμων δεν είναι ίσες, μπορεί να ειπωθεί ότι ο δεσμός είναι πολωμένος προς το πιο ηλεκτροαρνητικό άτομο.

Ένας δεσμός στον οποίο η ηλεκτραρνητικότητα του Β (χΒ) είναι μεγαλύτερη από την ηλεκτροαρνητικότητα του Α (χΑ), για παράδειγμα, υποδεικνύεται με το μερικό αρνητικό φορτίο στο πιο ηλεκτροαρνητικό άτομο:

Α ^δ+-Β ^δ-

Όσο μεγαλύτερη είναι η τιμή της ηλεκτροαρνητικότητας, τόσο μεγαλύτερη είναι η δύναμη του ατόμου να προσελκύσει ένα ζεύγος ηλεκτρόνων πρόσδεσης.

Το σχήμα 1 δείχνει τις τιμές ηλεκτροαρνησίας των διαφόρων στοιχείων κάτω από κάθε σύμβολο στον περιοδικό πίνακα.

Με κάποιες εξαιρέσεις, οι ηλεκτροαρνησίες αυξάνονται, από αριστερά προς τα δεξιά, σε μια περίοδο, και μειώνονται, από πάνω προς τα κάτω, σε μια οικογένεια. (Ηλεκτραρνητικότητα: Κατηγοριοποίηση Τύπου Οστού, S.F.).

Οι ηλεκτροαρνησίες δίνουν πληροφορίες για το τι θα συμβεί με το ζεύγος ηλεκτρονίων σύνδεσης όταν δύο άτομα συναντηθούν.

Πολικοί ομοιοπολικοί δεσμοί σχηματίζονται όταν τα εμπλεκόμενα άτομα έχουν διαφορά ηλεκτροαρνησίας μεταξύ 0,5 και 1,7.

Το άτομο που προσελκύει περισσότερο το ζεύγος ηλεκτρονίων των δεσμών είναι ελαφρώς πιο αρνητικό, ενώ το άλλο άτομο είναι ελαφρώς πιο θετικό δημιουργώντας ένα δίπολο στο μόριο.

Όσο μεγαλύτερη είναι η διαφορά στις ηλεκτροαρνησίες, τα άτομα που εμπλέκονται στον δεσμό θα είναι πιο αρνητικά και θετικά. (ΗΛΕΚΤΡΟΤΕΧΝΙΚΟΤΗΤΑ ΚΑΙ POLAR COVALENT BONDING, S.F.).

Οι πολικοί δεσμοί είναι η διαχωριστική γραμμή μεταξύ καθαρού ομοιοπολικού δεσμού και καθαρού ιοντικού δεσμού.

Οι καθαροί ομοιοπολικοί δεσμοί (μη πολικοί ομοιοπολικοί δεσμοί) μοιράζονται ζεύγη ηλεκτρονίων εξίσου μεταξύ των ατόμων.

Τεχνικά, η μη πολική σύνδεση συμβαίνει μόνο όταν τα άτομα είναι πανομοιότυπα μεταξύ τους (για παράδειγμα, το αέριο Η₂ ή αέριο Cl₂), αλλά οι χημικοί θεωρούν ότι οποιοσδήποτε δεσμός μεταξύ ατόμων με διαφορά στην ηλεκτροαρνητικότητα μικρότερη από 0,4 είναι ένας μη πολικός ομοιοπολικός δεσμός.

Για παράδειγμα, το διοξείδιο του άνθρακα (CO₂) και μεθάνιο (CH₄) είναι μη πολικά μόρια.

Σε ιονικούς δεσμούς, τα ηλεκτρόνια στον δεσμό είναι ουσιαστικά δωρεά σε ένα άτομο από το άλλο (π.χ., NaCl).

Ιονικοί δεσμοί σχηματίζονται μεταξύ ατόμων όταν η διαφορά στην ηλεκτροαρνητικότητα μεταξύ τους είναι μεγαλύτερη από 1,7. Στην περίπτωση των ιοντικών δεσμών, δεν υπάρχει κατανομή των ηλεκτρονίων και η ένωση εμφανίζεται με ηλεκτροστατικές δυνάμεις.

Παραδείγματα πολικών ομοιοπολικών δεσμών

Το νερό (Η₂O) είναι το πιο κλασικό παράδειγμα ενός πολικού μορίου. Λέγεται ότι το νερό είναι ο παγκόσμιος διαλύτης, αλλά αυτό δεν σημαίνει ότι διαλύει τα πάντα παγκοσμίως, αλλά λόγω της αφθονίας του είναι ιδανικός διαλύτης για τη διάλυση πολικών ουσιών (Helmenstine, 2017).

Σύμφωνα με τις τιμές στο σχήμα 1, η τιμή ηλεκτροαδραστικότητας του οξυγόνου είναι 3,44, ενώ η ηλεκτροαρνητικότητα του υδρογόνου είναι 2,10..

Η ανισότητα στην κατανομή των ηλεκτρονίων εξηγεί την κάμψη του μορίου. Η πλευρά "οξυγόνου" του μορίου έχει ένα αρνητικό καθαρό φορτίο, ενώ τα δύο άτομα υδρογόνου (από την άλλη "πλευρά") έχουν καθαρό θετικό φορτίο (σχήμα 3).

Το υδροχλώριο (HCl) είναι ένα άλλο παράδειγμα ενός μορίου που έχει έναν πολικό ομοιοπολικό δεσμό.

Το χλώριο είναι το πιο ηλεκτροαρνητικό άτομο, επομένως τα ηλεκτρόνια στον δεσμό συνδέονται στενότερα με το άτομο χλωρίου παρά με το άτομο υδρογόνου.

Ένα δίπολο σχηματίζεται με την πλευρά του χλωρίου να έχει ένα αρνητικό καθαρό φορτίο και η πλευρά του υδρογόνου να έχει καθαρό θετικό φορτίο. Το υδροχλώριο είναι ένα γραμμικό μόριο επειδή υπάρχουν μόνο δύο άτομα, επομένως δεν υπάρχει άλλη γεωμετρία.

Το μόριο αμμωνίας (ΝΗ₃) και οι αμίνες και αμίδια έχουν πολικούς ομοιοπολικούς δεσμούς μεταξύ των ατόμων αζώτου, υδρογόνου και υποκαταστατών.

Στην περίπτωση αμμωνίας, το δίπολο είναι τέτοιο ώστε το άτομο αζώτου να είναι πιο αρνητικά φορτισμένο και με όλα τα τρία άτομα υδρογόνου όλα στη μία πλευρά του ατόμου αζώτου με θετικό φορτίο.

Οι ασύμμετρες ενώσεις παρουσιάζουν πολικά ομοιοπολικά χαρακτηριστικά. Μια οργανική ένωση με λειτουργικές ομάδες που έχουν διαφορά ηλεκτροαρνησίας δείχνει πολικότητα.

Για παράδειγμα, το 1-χλωροβουτάνιο (CH₃-CH₂-CH₂-CH₂Cl) παρουσιάζει ένα μερικό αρνητικό φορτίο στο CI και το μερικό θετικό φορτίο που κατανέμεται στα άτομα άνθρακα. Αυτό ονομάζεται επαγωγικό αποτέλεσμα (TutorVista.com, S.F.).

Αναφορές

1. (2016, 17 Αυγούστου). Ομοιοπολικά ομόλογα και άλλα ομόλογα και αλληλεπιδράσεις. Ανακτήθηκε από το boundless.com.
2. ΗΛΕΚΤΡΟΝΙΚΟΤΗΤΑ ΚΑΙ ΠΟΛΥΚΑΛΛΙΕΡΓΕΙΑ. (S.F.). Ανάκτηση από το dummies.com.
3. Ηλεκτροαρνησία: Κατηγοριοποίηση τύπου δεσμών. (S.F.). Ανακτήθηκε από το chemteam.info.
4. Helmenstine, Α. Μ. (2017, 12 Απριλίου). Παραδείγματα πολικών και μη πολικών μορίων. Ανακτήθηκε από thoughtco.com.
5. Helmenstine, Α. Μ. (2017, 17 Φεβρουαρίου). Ορισμός και παραδείγματα πολικών δεσμών. Ανακτήθηκε από thoughtco.com.
6. Πολικά Ομοιογενή Ομόλογα. (S.F.). Ανάκτηση από saylordotorg.github.io.