Siden begynnelsen av studier om materialets egenskaper, intuiterte forskere eksistensen av en styrke som var i stand til å etablere koblinger mellom forskjellige arter. "Partikler tiltrekkes av hverandre av krefter" Det var det Isaac Newton sa, og år senere, takket være oppfinnelsen av den berømte voltasøylen, skulle Jöns Jakob Berzelius utvikle en teori om prosessen med kjemisk binding.
Takket være fremgangen i studien utført av diverse forskere, er vi i dag sikre på at kjemiske elementer, akkurat som mennesker, samhandler de med hverandre, og fra denne handlingen oppstår nye strukturer, fusjoner, forbindelser og et stort utvalg av transformasjoner.
Resultatet av en slik interaksjon avhenger av individuelle egenskaper ved hvert atomDette vil begrense typen binding som dannes, stoffets stabilitet og mange av dets fysiske og kjemiske egenskaper. For at en binding skal dannes i et molekyl, må det dannes en spesifikk binding. ikke-polar kovalent bindingDe involverte artene må være svært like når det gjelder elektronegativitet.
Forhold som bestemmer dannelsen av lenker
Selv om man kan tro at disse prosessene med dannelse av forbindelser gjennom dannelse av bindinger skjer spontant og i alle mulige scenarier, er sannheten at forening mellom atomer Det skjer bare når de omkringliggende forholdene i prosessen er gunstige. Faktorer som temperatur og Presion De begrenser forekomsten av reaksjonen og endrer også resultatet eller egenskapene til den dannede forbindelsen.
Et annet viktig aspekt er konsentrasjon av stofferDette bestemmer mengden og typen komponent som vil bli resultatet av kombinasjonsprosessen. I mange reaksjoner kan en minimal variasjon i forholdet mellom reaktantene føre til at forskjellige produkter dannes eller forhindre at reaksjonen fortsetter i det hele tatt.
Las individuelle egenskaper ved partikleneSpesielt deres elektronegativitet, atomradius og elektroniske konfigurasjon bestemmer mengden og arten de kombineres i; de bestemmer også lenketype som vil utvikle seg. Vi må huske at, i henhold til skalaen foreslått av Linus Pauling, vil typen binding som dannes avhenge av forskjellen i elektronegativitet mellom artene:
- Jonisk: Elektronegativitetsforskjell større enn eller lik 1,7Dette viser at denne typen binding er karakteristisk for arter med svært ulik elektronegativitet, så det mer elektronegative atomet Det tiltrekker seg sterkt valenselektroner, som genererer positive og negative ioner som holdes sammen av elektrostatiske krefter.
- Polar kovalent: Forskjell mellom 1,7 og 0,5 omtrent. Den dannes vanligvis mellom elementer av høy elektronegativitet (hovedsakelig ikke-metaller) og det viser seg at forbindelsen som dannes er et resultat av en ulikt rom av elektronene. Et av atomene tiltrekker seg elektronskyen noe mer, og skaper en binding med en viss polaritetskarakter.
- Ikke-polar kovalent: Dette skjer når den registrerte differansen er mindre enn eller lik 0,4–0,5 (selv om den i mange tilfeller praktisk talt er lik null). I denne situasjonen deles elektronene på en mye mer balansert måte.
Disse kriteriene for elektronegativitetsforskjell tillater forutsi polariteten til bindingenSpesielt tilsvarer verdier mellom 0 og omtrent 0,4 ikke-polare kovalente bindinger, der elektronskyen er fordelt nesten jevnt mellom de to bundne atomene.
Hva er en ikke-polær kovalent binding?
Un kjemisk binding Det er kraften som binder to atomer sammen. Dette er vekselvirkninger mellom dem som gir dem større energisk stabilitet. Når flere atomer er forbundet med bindinger, danner de molekyler eller krystallinske gitter, som er grunnlaget for all kjent materie.
Fra et strukturelt synspunkt er et atom bygd opp av en kjerne (protoner og nøytroner) og en sky av elektroner som beveger seg rundt. Disse elektronene, spesielt de fra valens skallDette er elementene som deltar i bindingene. Et isolert atom er generelt ikke veldig stabilt, så det har en tendens til å samhandle med andre atomer for å oppnå mer stabile elektroniske konfigurasjoner, ofte lik de for edelgasser.
Som kjent er atomkjernen positivt ladet, så den naturlige tendensen til to kjemiske stoffer ville være å frastøte hverandre. Det er imidlertid elektronsky som går i bane rundt kjernen, noe som gjør dannelsen av kjemiske bindinger mulig, siden den kan dele o overføre mellom forskjellige atomer.
For at en binding skal dannes, må de tilstedeværende kjemiske artene oppfylle en generell betingelse: En av dem må vise mangel på elektroner i sitt ytterste skall, og den andre må ha elektroner tilgjengelig for deling.Denne situasjonen med tiltrekning mellom positive kjerner og en delt elektronsky gjør det mulig å kompensere for den frastøtende kraften mellom kjerner av elektron-kjerne-tiltrekningskraften, noe som stabiliserer systemet.
En ikke-polær kovalent bindingEn kovalent binding, også kalt en ren eller upolar kovalent binding, er foreningen av to atomer som deler ett eller flere elektronpar på en måte som praktisk talt likDet vil si at elektronene som danner bindingen tilbringer omtrent like lang tid i nærheten av det ene atomet som i nærheten av det andre, uten noen betydelig separasjon av ladninger.
Denne typen kobling oppstår mellom to identiske atomer (av samme grunnstoff) eller mellom to forskjellige atomer, men som har ulik elektronegativitet veldig likNår det gjelder elektronegativitetsforskjell, regnes en kovalent binding som upolar når denne forskjellen ligger mellom 0 og 0,4–0,5Under disse verdiene er fordelingen av elektronskyen tilstrekkelig symmetrisk til at det ikke finnes noen klart definerte poler.
Molekylene som følge av denne typen binding har ingen netto ladning og er ofte symmetrisk i strukturen, noe som bidrar til at det totale dipolmomentet er null. Det er ikke den vanligste bindingstypen i alle forbindelser, men den er grunnleggende, for eksempel i de diatomiske molekylene i mange gasser og i et stort antall organiske forbindelser.
Typer av ikke-polare kovalente bindinger i henhold til delte elektroner
I en ikke-polar kovalent binding kan atomer dele ett, to eller tre par av elektroner. Avhengig av hvor mange par som deles, skilles det mellom flere typer:
- Enkel lenke: den deles et enkelt par av elektroner mellom de to atomene. Dette er tilfellet med H-H-bindingen i hydrogenmolekylet (H2).
- Dobbel lenke: er delt to par av elektroner. Et eksempel er C=C-bindingen i etylenmolekylet (C2H4), hvor de delte elektronene er fordelt nesten homogent mellom begge karbonatomene.
- Trippel lenke: er delt tre par av elektroner. Et typisk eksempel er N≡N-bindingen i nitrogenmolekylet (N2), som til tross for sin store styrke forblir en ikke-polar kovalent binding på grunn av lik elektronegativitet.
I alle disse tilfellene er den avgjørende faktoren ikke bare antallet delte par, men også likhet eller likhet i elektronegativitet av de deltakende atomene, som er det som sikrer fraværet av markerte poler.
Eksempler på ikke-polare kovalente bindinger
Det finnes en rekke eksempler på ikke-polare kovalente bindinger, både i molekyler dannet av identiske atomer og i molekyler dannet av forskjellige atomer med lignende elektronegativitet. Noen av de mest representative tilfellene er følgende:
- Bindinger mellom identiske atomer: når en binding dannes mellom to atomer av samme elementForskjellen i elektronegativitet er nøyaktig null. Elektronskyen deles likt mellom begge. Klassiske eksempler er hydrogen (H₂) og hydrogen (H₂).2), nitrogen (N2), oksygen (O2), fluor (F2), brom (Br2) og andre diatomiske molekyler av ikke-metalliske elementer.
- Hydrogenmolekyl (H2): To hydrogenatomer deler sitt ene valenselektron for å danne en enkelt kovalent binding. Siden begge atomene er identiske, er elektronegativitetsforskjellen null, så bindingen er tydelig ikke-polar.
- Fluormolekyl (F2Selv om fluor er det mest elektronegative elementet i periodesystemet, kan ingen av dem tiltrekke seg elektronskyen sterkere enn den andre når ett fluoratom binder seg til et annet. Elektronegativiteten er den samme, og bindingen er upolar kovalent.
- Ozonmolekyl (O3I dette molekylet er det sentrale oksygenatomet bundet til to andre oksygenatomer med kovalente bindinger. OO-bindingene er, individuelt, ikke-polar kovalent fordi de forekommer mellom atomer med lik elektronegativitet, selv om hele molekylet har en mer kompleks struktur og visse resonanseffekter.
- Nitrogenmolekyl (N2): hvert nitrogenatom deler sine tre uparede valenselektroner med det andre, og danner en trippelkoblingForskjellen i elektronegativitet er null, så N≡N-bindingen er upolar kovalent og ekstremt sterk.
- CH-bindinger i metan (CH4Metan er et interessant tilfelle, siden C-H-bindingene oppstår mellom atomer i forskjellige grunnstoffer. Elektronegativitetsforskjellen mellom karbon og hydrogen er nær 0,4Denne verdien ligger på grensen mellom en ikke-polar og en svakt polar binding. I mange sammenhenger regnes den som et eksempel på en ikke-polar kovalent binding, eller i det minste en med svært lav polaritet. Videre er tetraedrisk geometri Metanets egenskaper fører til at selv om hver binding kan ha en svak polaritet, kansellerer dipolmomentene hverandre ut og hele molekylet er upolart.
- Etylenmolekyl (C2H4): etylen har fire CH-bindinger og én C=C dobbeltbindingBåde CH-bindingene (med svært lav polaritet) og C=C-bindingen er upolare kovalente bindinger når det gjelder ladningsfordeling. Det overordnede molekylet viser en symmetri som forsterker dets upolare karakter.
- Karbonsulfid (CS2): denne forbindelsen har et karbonatom som er lineært bundet til to svovelatomer gjennom dobbeltbindinger C=S. Forskjellen i elektronegativitet mellom karbon og svovel er ikke veldig stor, så bindingene har en svakt polar karakter. I tillegg fører den lineære geometrien til at eventuelle dipolmomenter kansellerer hverandre ut, noe som resulterer i et totalt sett upolart molekyl.
I alle disse eksemplene er enten elektronegativiteten like, eller så er forskjellen under 0,4 - 0,5, som garanterer en nesten jevn fordeling av den delte elektroniske skyen.
Kjennetegn på forbindelser med ikke-polære kovalente bindinger
Forbindelser som primært dannes av ikke-polare kovalente bindinger viser et sett med egenskaper som skiller dem fra ioniske forbindelser eller de med sterkt polare kovalente bindinger. Blant deres viktigste egenskaper er følgende:
- De har lave smelte- og kokepunkter sammenlignet med ioniske eller metalliske forbindelser. Mange stoffer av denne typen er i gassform eller flytende tilstand ved romtemperatur, slik som hydrogen (H₂).2), nitrogen (N2) eller brom (Br2).
- De leder ikke varme godtfordi de mangler frie elektroner eller mobile ioner som effektivt kan transportere termisk energi gjennom strukturen.
- Dens uløselig i vann ved forskjellige temperaturer, eller viser svært lav løselighet. Som en generell regel er forbindelsene upolar De har en tendens til å løse seg bedre opp i ikke-polare løsningsmidler (som visse hydrokarboner), mens vann er et sterkt polart løsningsmiddel.
- Dens dårlige ledere av elektrisitetSiden molekylene er elektrisk nøytrale og ikke dissosierer til ioner når de løses opp, og det ikke finnes mobile ladningsbærere, overføres ikke elektrisk strøm lett.
- Molekyler er vanligvis symmetrisk med hensyn til et referanseplan eller en referanseakse, noe som bidrar til at vektorsummen av de mulige bindingsdipolmomentene er null. Denne symmetrien er nøkkelen til at forbindelsen skal oppføre seg som et upolart stoff totalt sett.
- Tilstede relativt lave bindingsenergier Sammenlignet med noen ioniske bindinger eller omfattende kovalente nettverk (som diamant), betyr dette at det generelt kreves mindre energi for å bryte en individuell upolar kovalent binding enn for å bryte en sterk ionisk binding.
- De kan danne faste stoffer, væsker eller gasser ved romtemperatur, avhengig av styrken til de intermolekylære kreftene (London-dispersjonskrefter, indusert dipol, osv.) og størrelsen på molekylene. For eksempel nitrogen (N2) er en gass, brom (Br2) er flytende og organiske forbindelser som naftalen (C10H8) er molekylære faste stoffer.
Samlet sett forklarer disse egenskapene hvorfor mange forbindelser med ikke-polare kovalente bindinger brukes som organiske løsemidler, brensel eller isolasjonsmaterialer, både elektriske og termiske.
Fremgangsmåte for å identifisere typen binding i et molekyl
Hvis du ønsker å identifisere mer presist om bindingstypen i et molekyl er av ikke-polær kovalent typeDu kan følge en enkel prosedyre basert på elementenes elektronegativitet:
- Først, identifiser hvilke elementer som utgjør molekylet og deres natur: om de er metallerDe er vanligvis plassert på venstre side og i midten av periodesystemet; hvis de er ingen metaller, finnes på høyre side (inkludert hydrogen i mange studieskjemaer).
- Før du gjør beregningen, kan du allerede ha en forestillingen om resultatetPer definisjon, hvis du er i nærvær av to ikke-metalliske elementer, vil det dannes en forbindelse. kovalent bindingSpørsmålet vil bli stående om det vil være polart eller ikke-polart.
- Finn elektronegativiteter for hvert element i periodesystemet (vanligvis ved bruk av Pauling-skalaverdier). Skriv ned verdien som tilsvarer hvert atom som deltar i bindingen.
- Lage en enkel subtraksjon mellom elektronegativitetsverdiene (generelt sett høyere verdi minus lavere verdi). Resultatet vil gi deg elektronegativitetsforskjell mellom begge atomene.
- Sammenlign den oppnådde verdien med referanseintervallene: hvis differansen er større enn eller lik 1,7, vil bindingen være overveiende ionisk; hvis den er mellom 0,5 og 1,7, regnes som polar kovalentOg hvis det er mindre enn eller lik 0,4–0,5, Det handler om en ikke-polar kovalent binding eller med svært lav polaritet.
I tillegg til denne kvantitative analysen er det viktig å vurdere molekylets geometriEt molekyl kan inneholde flere polare bindinger og likevel være globalt upolar hvis den romlige ordningen av bindingene fører til at dipolmomentene kansellerer hverandre ut. Et typisk eksempel er karbondioksid (CO₂).2), der C=O-bindingene er polare, men den lineære geometrien gjør det totale dipolmomentet null.
Forstå bindingspolaritet og molekylær polaritet Det er sentralt i kjemi å forutsi egenskaper som løselighet, smelte- og kokepunkter, reaktivitet og stoffers oppførsel i forskjellige medier.
Den detaljerte studien av ikke-polare kovalente bindinger Det lar oss forstå hvorfor så mange hverdagsstoffer (atmosfæriske gasser, drivstoff, plast og andre organiske molekyler) viser fysisk oppførsel som er svært forskjellig fra ioniske salter eller metaller, til tross for at de er bygd opp av noen få typer atomer som kombineres på forskjellige måter.