Kemiassa sidokset jaetaan kahden atomin välillä. Saatavilla on monenlaisia joukkovelkakirjoja. Mutta kaksi kemiassa yleisimmin käytettyä sidosta elektronien jakamiseen ovat kovalenttisia, ja toinen on polaarinen kovalenttinen. Nämä kaksi on jaettu edelleen tyyppeihin. Niiden elektronegatiivisuuseron perusteella sidostyyppi on helposti löydettävissä.
Kovalenttinen vs polaarinen kovalentti
Ero kovalenttisen ja polaarisen kovalentin välillä on, että niillä on jaettu elektronipari ja elektronit ovat parittomassa vaiheessa, jolloin sitä kutsutaan kovalenttiseksi sidokseksi. Polaarisia kovalenttisia sidoksia käytetään nimittämään sidoksia, jotka ovat polaarisia kovalenttisissa sidoksissa. Kovalenttisissa sidoksissa voit joko nähdä dipolimomentin tai ei. Mutta napaisessa kovalentissa voit nähdä dipolimomentin.
Kovalenttisia sidoksia muodostuu atomien kanssa. Sidos voidaan tunnistaa, onko se kovalenttinen tai ei-kovalenttinen, katsomalla jaksollista taulukkoa. Ensin meidän on selvitettävä, onko komponentti valmistettu metallista vai ei-metalleista. Meidän on myös löydettävä kuinka monta metallia ja ei-metallia liittyi tähän sidokseen. Nämä tilastot auttavat meitä selvittämään, onko se kovalenttinen vai ei.
Polaarinen kovalenttinen sidos luokitellaan kahteen tyyppiin, ja ne voidaan tunnistaa niiden elektronegatiivisuuseron avulla. Jotkut ominaisuuksista, jotka ei-polaarisella kovalenttisella sidoksella tulisi olla, ovat elektronien tulisi jakaa tasaisesti atomien välillä. Ei-polaarisessa kovalentissa voit havaita, että niiden välinen elektronegatiivisuusero on 0.
Kovalentin ja polaarisen kovalentin vertailutaulukko
| Vertailuparametrit | Kovalenttinen | Napainen kovalenttinen |
| Määritelmä | Ne ovat kemiallisia sidoksia, jotka syntyvät parittomien elektronien avulla atomien välillä | Tätä käytetään nimeämään polaariset kovalenttiset sidokset |
| Vastakkaisuus | Kovalenttinen voi olla joskus polaarinen ja joskus ei-polaarinen | Polaariset kovalentit ovat aina polaarisia |
| Latauksen erottelu | Niissä voi olla joko elektroninen latauserotus tai ei | Niissä näkyy hieman elektronisen varauksen erottelua |
| Dipoli momentti | He voivat joko näyttää tai eivät | Ne voivat näyttää dipolimomentin |
| Elektronit | Elektronit jaetaan tasan | Elektroneja ei jaeta tasan |
Mikä on kovalenttinen?
Se on atomien välinen sidos, kun elektroninen pari jaetaan kahden atomin välillä. Tämä muodostuu, kun niillä on pienempi energia kuin laajalle levinneillä atomeilla. Kovalenttisia sidoksia on kolmen tyyppisiä. On havaittu, että kaksoiskovalenttiset ja kolmoiskovalenttiset ovat vahvempia kuin yksittäiset kovalenttiset sidokset, koska niissä on enemmän energiaa.
Yksi parhaista esimerkeistä kuvaamaan kovalenttisia sidoksia on hiilidioksidimolekyylien avulla. Tässä molekyylissä on yksi hiiliatomi ja kaksi happiatomia, mikä tekee siitä erittäin voimakkaamman, koska niiden välillä on kaksi elektroniparia. Tämä sidos on erittäin tärkeä, koska se toimii ensisijaisena lähteenä hiilimolekyylien vuorovaikutuksessa ja kommunikoinnissa toistensa kanssa. Ne auttavat jakamaan elektroneja muiden molekyylien kanssa.
Tämä puolestaan luo pitkän ketjun ja mahdollistaa elämässä kaivatun monimutkaisuuden. Atomit sitoutuvat kovalenttisen sidoksen muiden atomien kanssa, jotta ne pystyvät saavuttamaan stabiilisuuden. Kun ne saavuttavat vakauden, ne muodostavat täyden elektronikuoren. He jakavat myös uloimmansa elektroninsa, mikä puolestaan auttaa heitä täyttämään ulkokuorensa, jotta he voivat saada vakautta. Vahvin kovalenttinen sidos kaikista olemassa olevista kovalenttisista sidosista on sigmasidos.
Mikä on polaarinen kovalenttinen?
Atomeja, jotka jakavat elektroneja, vaikka ne ovat peräisin erilaisista elektronegatiiveista, kutsutaan polaarisiksi kovalentteiksi. Osittainen negatiivinen jakaminen tapahtuu, kun sidosparit jaetaan epätasaisesti. Osittainen positiivinen varaus tapahtuu, ja se perustuu vetyatomeihin. Polaarinen kovalenttinen sidos jaetaan kahteen polaariseen ja ei-polaariseen kovalenttiseen sidostyyppiin. Tässä atomeilla on epätasainen vetovoima, joten elektronien välinen jakautuminen on epätasaista.
Paras esimerkki napaisesta kovalenttisuudesta on vesi. Voimme jopa selvittää, onko sidos polaarinen vai ei-polaarinen, tarkistamalla sen elektronegatiivisuuseron. Jos elektronegatiivisuusero on pienempi kuin 0,4, niitä pidetään ei-polaarisina. Jos elektronegatiivisuusero on suurempi kuin 0,4, niitä pidetään polaarisina. Tätä kutsutaan elementeillä, joiden elektronegatiivisuus on suurempi kuin muiden.
Ei-polaarisista kovalenttisista sidoksista on saatavilla useita esimerkkejä, ja ne löytyvät jalolaseista ja homonukleaarisista diatomisista elementeistä. Ei-polaarinen kovalenttinen sidos muodostuu, kun niissä on kaksi vetyatomia, ja elektronit jakautuvat tasan. SO2-sidosta pidetään polaarisena kovalenttisena sidoksena, koska pystyt löytämään elektronegatiivisuuden eron rikki- ja happiatomien välillä. Ei-polaarisessa kovalenttisessa sidoksessa sidos tapahtuu kahden identtisen epämetallin välillä.
Tärkeimmät erot kovalenttisen ja polaarisen kovalentin välillä
Johtopäätös
Molemmat sidosaiheet ovat saatavilla koulun kemian opetussuunnitelmassa. Siellä he oppivat tyyppejä ja esimerkkejä, jotta he voivat luokitella tyypit niiden elektronegatiivisuuserojen avulla. Vastaanottaja
