Karakteristika og egenskaber ved ikke-polære kovalente bindinger: en komplet guide med eksempler

Lige fra begyndelsen af ​​studier af materiens egenskaber fornemmede forskerne eksistensen af ​​en kraft, der var i stand til at skabe forbindelser mellem forskellige arter. "Partikler tiltrækker hinanden gennem kræfter," sagde Isaac Newton, og år senere, takket være opfindelsen af ​​den berømte voltasøjle, udviklede Jöns Jakob Berzelius en teori om processen med kemisk forbindelse.

Takket være fremskridtene i de undersøgelser, der er udført af forskellige forskere, er vi i dag sikre på, at kemiske elementer , ligesom mennesker, vekselvirker med hinanden, og at der fra denne handling opstår nye strukturer, fusioner, forbindelser og en enorm række transformationer.

Resultatet af en sådan interaktion afhænger af de individuelle karakteristika for hvert atom , hvilket vil begrænse typen af ​​binding, der dannes, forbindelsens stabilitet og mange af dens fysiske og kemiske egenskaber. For at en ikke-polær kovalent binding kan forekomme i et molekyle , skal de involverede stoffer være meget ens med hensyn til elektronegativitet.

Betingelser, der bestemmer dannelsen af ​​links

Selvom det kan synes, at disse processer med dannelse af forbindelser gennem binding forekommer spontant og i alle mulige scenarier, er sandheden, at binding mellem atomer kun forekommer, når de omgivende forhold i processen er gunstige. Faktorer som temperatur og tryk begrænser reaktionens forekomst og ændrer også resultatet eller egenskaberne af den dannede forbindelse.

Et andet vigtigt aspekt er koncentrationen af ​​stofferne , som bestemmer mængden og typen af ​​komponenter, der vil være resultatet af kombinationsprocessen. I mange reaktioner kan selv en lille variation i andelen af ​​reaktanter føre til dannelse af forskellige produkter eller forhindre reaktionen i at forløbe overhovedet.

Partiklernes individuelle karakteristika , især deres elektronegativitet, atomradius og elektroniske konfiguration, bestemmer mængden og arterne, der binder sig; de bestemmer også den type binding , der vil dannes. Vi skal huske, at ifølge den skala, der blev foreslået af Linus Pauling, afhænger den dannede bindingstype af forskellen i elektronegativitet mellem arterne.

• Ionisk: Elektronegativitetsforskel større end eller lig med 1,7Dette viser, at denne type binding er karakteristisk for arter med meget forskellige elektronegativiteter, så det mere elektronegative atom Det tiltrækker kraftigt valenselektroner, der genererer positive og negative ioner, der holdes sammen af ​​elektrostatiske kræfter.
• Polær kovalent: Forskel mellem 1,7 og 0,5 cirka. Det dannes normalt mellem elementer af høj elektronegativitet (primært ikke-metaller), og det viser sig, at den dannede forbindelse er resultatet af en ulige rum af elektronerne. Et af atomerne tiltrækker elektronskyen noget mere, hvilket skaber en binding med en bestemt polaritetskarakter.
• Ikke-polær kovalent: Dette sker, når den registrerede forskel er mindre end eller lig med 0,4 – 0,5 (selvom den i mange tilfælde praktisk talt er lig med nul). I denne situation deles elektroner på en langt mere afbalanceret måde.

Disse kriterier for elektronegativitetsforskel giver os mulighed for at forudsige bindingspolaritet . Især svarer værdier mellem 0 og cirka 0,4 til ikke-polære kovalente bindinger , hvor elektronskyen er fordelt næsten ensartet mellem de to bundne atomer.

Hvad er en ikke-polær kovalent binding?

En kemisk binding er den kraft, der forener to atomer. Disse interaktioner mellem dem giver dem større energisk stabilitet. Ved at forbinde flere atomer gennem bindinger dannes molekyler eller krystallinske gitre, som er grundlaget for alt kendt stof.

Fra et strukturelt synspunkt består et atom af en kerne (protoner og neutroner) og en sky af elektroner, der bevæger sig omkring den. Disse elektroner, især dem i valensskallen , er dem, der deltager i bindinger. Et isoleret atom er generelt ikke særlig stabilt, så det har en tendens til at interagere med andre atomer for at opnå mere stabile elektroniske konfigurationer, ofte svarende til ædelgassernes.

Som bekendt er atomkernen positivt ladet, så den naturlige tendens hos to kemiske stoffer ville være at frastøde hinanden. Det er imidlertid skyen af ​​elektroner, der kredser om kernen, der muliggør dannelsen af ​​kemiske bindinger, da disse elektroner kan deles eller overføres mellem forskellige atomer.

For at en binding kan dannes, skal de tilstedeværende kemiske stoffer opfylde en generel betingelse: den ene skal mangle elektroner i sin yderste skal, og den anden skal have elektroner tilgængelige at dele . Denne tiltrækning mellem positive kerner og den delte elektronsky gør det muligt for den frastødende kraft mellem kernerne at blive afbalanceret af elektron-kerne-tiltrækningen, hvilket stabiliserer systemet.

En ikke-polær kovalent binding , også kaldet en ren eller apolær kovalent binding, er foreningen af ​​to atomer, der deler et eller flere elektronpar næsten ligeligt . Det vil sige, at de elektroner, der danner bindingen, tilbringer omtrent samme tid i nærheden af ​​det ene atom som det andet, uden nogen signifikant adskillelse af ladning.

Denne type binding forekommer mellem to identiske atomer (af samme grundstof) eller mellem to forskellige atomer med meget lignende elektronegativitet . Med hensyn til forskel i elektronegativitet betragtes en kovalent binding som upolær, når denne forskel er mellem 0 og 0,4-0,5 . Under disse værdier er elektronskyfordelingen tilstrækkelig symmetrisk til, at der ikke er klart definerede poler.

Molekylerne, der dannes fra denne type binding, har ingen nettoladning og er ofte symmetriske i struktur, hvilket bidrager til et samlet dipolmoment på nul. Det er ikke den mest udbredte type binding i alle forbindelser, men den er fundamental, for eksempel i de diatomiske molekyler i mange gasser og i et stort antal organiske forbindelser.

Typer af ikke-polære kovalente bindinger i henhold til delte elektroner

I en ikke-polær kovalent binding kan atomer dele et, to eller tre elektronpar. Afhængigt af hvor mange par der deles, skelnes der mellem flere typer:

• Simpelt link: er delt et enkelt par af elektroner mellem de to atomer. Dette er tilfældet med H-H-bindingen i hydrogenmolekylet (H2).
• Dobbelt link: er delt to par af elektroner. Et eksempel er C=C-bindingen i ethylenmolekylet (C2H4), hvor de delte elektroner er fordelt næsten homogent mellem begge kulstofatomer.
• Tredobbelt link: er delt tre par af elektroner. Et typisk eksempel er N≡N-bindingen i nitrogenmolekylet (N2), som på trods af sin store styrke forbliver en ikke-polær kovalent binding på grund af lige elektronegativitet.

I alle disse tilfælde er den afgørende faktor ikke kun antallet af delte par, men også ligheden eller ligheden i elektronegativiteten af ​​de deltagende atomer, hvilket er det, der sikrer fraværet af markerede poler.

Eksempler på ikke-polære kovalente bindinger

Der findes talrige eksempler på ikke-polære kovalente bindinger, både i molekyler dannet af identiske atomer og i molekyler dannet af forskellige atomer med lignende elektronegativitet. Nogle af de mest repræsentative tilfælde er følgende:

• Bindinger mellem identiske atomer: når der dannes en binding mellem to atomer af samme elementForskellen i elektronegativitet er præcis nul. Elektronskyen deles ligeligt mellem begge. Klassiske eksempler er hydrogen (H₂) og hydrogen (H₂).2nitrogen, N (N2), ilt (O2fluor (F2), brom (Br2) og andre diatomiske molekyler af ikke-metalliske grundstoffer.
• Hydrogenmolekyle (H2): To hydrogenatomer deler deres ene valenselektron og danner en enkelt kovalent binding. Da begge atomer er identiske, er elektronegativitetsforskellen nul, så bindingen er tydeligvis ikke-polær.
• Fluormolekyle (F2Selvom fluor er det mest elektronegative element i det periodiske system, kan ingen af ​​dem tiltrække elektronskyen stærkere end den anden, når et fluoratom binder sig til et andet. Elektronegativiteten er den samme, og bindingen er upolær kovalent.
• Ozonmolekyle (O3I dette molekyle er det centrale oxygenatom bundet til to andre oxygenatomer via kovalente bindinger. OO-bindingerne er individuelt upolær kovalent fordi de forekommer mellem atomer med samme elektronegativitet, selvom det komplette molekyle har en mere kompleks struktur og visse resonanseffekter.
• Kvælstofmolekyle (N2): hvert nitrogenatom deler sine tre uparrede valenselektroner med det andet og danner en tredobbelt ledForskellen i elektronegativitet er nul, så N≡N-bindingen er upolær kovalent og ekstremt stærk.
• CH4-bindinger i metan (CH44Metan er et interessant tilfælde, da dets C-H-bindinger forekommer mellem atomer af forskellige grundstoffer. Elektronegativitetsforskellen mellem kulstof og brint er tæt på 0,4Denne værdi ligger på grænsen mellem en upolær og en let polær binding. I mange sammenhænge betragtes den som et eksempel på en upolær kovalent binding, eller i det mindste en med meget lav polaritet. Desuden er tetraedrisk geometri Metans egenskaber forårsager, at selvom hver binding kan have en lille polaritet, ophæver dipolmomenterne hinanden, og hele molekylet er upolært.
• Ethylenmolekyle (C2H4): ethylen har fire CH-bindinger og én C=C dobbeltbindingBåde CH-bindingerne (med meget lav polaritet) og C=C-bindingen er upolære kovalente bindinger med hensyn til ladningsfordeling. Det samlede molekyle udviser en symmetri, der forstærker dets upolære karakter.
• Kulstofsulfid (CS2): denne forbindelse har et kulstofatom, der er lineært bundet til to svovlatomer gennem dobbeltbindinger C=S. Forskellen i elektronegativitet mellem kulstof og svovl er ikke særlig stor, så bindingerne har en svagt polær karakter. Derudover forårsager den lineære geometri, at potentielle dipolmomenter ophæver hinanden, hvilket resulterer i et samlet set upolært molekyle.

I alle disse eksempler er enten elektronegativiteten ens, eller forskellen er under 0,4-0,5 , hvilket garanterer en næsten ensartet fordeling af den delte elektronsky.

Karakteristika for forbindelser med ikke-polære kovalente bindinger

Forbindelser, der primært dannes af ikke-polære kovalente bindinger, udviser et sæt karakteristika, der adskiller dem fra ioniske forbindelser eller dem med stærkt polære kovalente bindinger. Blandt deres vigtigste karakteristika er følgende:

• De har lave smelte- og kogepunkter sammenlignet med ioniske eller metalliske forbindelser. Mange stoffer af denne type er i gasform eller flydende tilstand ved stuetemperatur, såsom hydrogen (H₂).2), nitrogen (N2) eller brom (Br2).
• De leder ikke varme godtfordi de mangler frie elektroner eller mobile ioner, der effektivt kan transportere termisk energi gennem strukturen.
• Dens uopløselig i vand ved forskellige temperaturer eller udviser meget lav opløselighed. Som hovedregel er forbindelserne upolær De har en tendens til at opløses bedre i ikke-polære opløsningsmidler (såsom visse kulbrinter), mens vand er et stærkt polært opløsningsmiddel.
• Dens dårlige elektriske ledereDa dens molekyler er elektrisk neutrale og ikke dissocierer i ioner, når de opløses, og der ikke er nogen mobile ladningsbærere, overføres elektrisk strøm ikke let.
• Molekyler er normalt symmetrisk i forhold til et referenceplan eller en referenceakse, hvilket bidrager til, at vektorsummen af ​​de mulige bindingsdipolmomenter er nul. Denne symmetri er nøglen til, at forbindelsen generelt kan opføre sig som et upolært stof.
• Til stede relativt lave bindingsenergier Sammenlignet med nogle ionbindinger eller omfattende kovalente netværk (såsom diamant) betyder det, at der generelt kræves mindre energi for at bryde en individuel upolær kovalent binding end for at bryde en stærk ionbinding.
• De kan danne faste stoffer, væsker eller gasser ved stuetemperatur, afhængigt af styrken af ​​de intermolekylære kræfter (London-dispersionskræfter, induceret dipol osv.) og molekylernes størrelse. For eksempel nitrogen (N2) er en gas, brom (Br2) er flydende og organiske forbindelser såsom naftalen (C10H8) er molekylære faste stoffer.

Samlet set forklarer disse egenskaber, hvorfor mange forbindelser med ikke-polære kovalente bindinger anvendes som organiske opløsningsmidler , brændstoffer eller isoleringsmaterialer, både elektriske og termiske.

Fremgangsmåde til identifikation af typen af ​​binding i et molekyle

Hvis du ønsker at identificere mere præcist, om typen af ​​binding i et molekyle er upolær kovalent , kan du følge en simpel procedure baseret på elementernes elektronegativitet:

• Først skal du identificere, hvilke elementer molekylet udgør, og deres natur: om de er metalesDe er normalt placeret på venstre side og i midten af ​​det periodiske system; hvis de er ikke-metaller, findes på højre side (inklusive brint i mange studieskemaer).
• Før du laver beregningen, kan du allerede have en forestillingen om resultatetPer definition, hvis du er i nærvær af to ikke-metalliske elementer, vil en forbindelse dannes. kovalent bindingSpørgsmålet vil forblive, om det vil være polært eller ikke-polært.
• Find elektronegativiteter for hvert element i det periodiske system (normalt ved brug af Pauling-skalaværdier). Skriv den værdi, der svarer til hvert atom, der deltager i bindingen.
• Lav en simpel subtraktion mellem elektronegativitetsværdierne (generelt højere værdi minus lavere værdi). Resultatet vil give dig elektronegativitetsforskel mellem begge atomer.
• Sammenlign den opnåede værdi med referenceintervallerne: hvis forskellen er større end eller lig med 1,7, vil bindingen overvejende være ionisk; hvis den er mellem 0,5 og 1,7, overvejes polær kovalentOg hvis det er mindre end eller lig med 0,4 – 0,5, Det handler om en upolær kovalent binding eller med meget lav polaritet.

Ud over denne kvantitative analyse er det vigtigt at overveje molekylets geometri . Et molekyle kan indeholde flere polære bindinger og alligevel være globalt upolært, hvis den rumlige placering af bindingerne får dipolmomenterne til at ophæve hinanden. Et typisk eksempel er kuldioxid (CO₂ ) , hvor C=O-bindingerne er polære, men den lineære geometri gør det samlede dipolmoment nul.

Forståelse af bindingspolaritet og molekylær polaritet er nøglen i kemi for at forudsige egenskaber som opløselighed, smelte- og kogepunkter, reaktivitet og stoffers opførsel i forskellige medier.

Det detaljerede studie af ikke-polære kovalente bindinger giver os mulighed for at forstå, hvorfor så mange hverdagsstoffer (atmosfæriske gasser, brændstoffer, plast og andre organiske molekyler) udviser fysisk adfærd, der er meget forskellig fra ioniske salte eller metaller, på trods af at de er opbygget af et par typer atomer, der kombineres på forskellige måder.