NIET-POLAIRE COVALENTE BINDING: KENMERKEN, VORMING, TYPEN - CHEMIE - 2025

Een niet-polaire covalente binding is een type chemische binding waarin twee atomen met vergelijkbare elektronegativiteiten elektronen delen om een ​​molecuul te vormen.

Dit type binding wordt gevonden in een groot aantal verbindingen met verschillende kenmerken, die worden aangetroffen tussen de twee stikstofatomen die de gasvormige soort vormen (N ₂ ), en tussen de koolstof- en waterstofatomen die het methaangasmolecuul bij elkaar houden. (CH ₄ ), bijvoorbeeld.

Niet-polaire covalente binding van methaan. Door CNX OpenStax, via Wikimedia Commons

Het staat bekend als elektronegativiteit naar de eigenschap die chemische elementen bezitten die verwijst naar hoe groot of klein het vermogen van deze atomaire soorten is om elektronendichtheid naar elkaar toe te trekken.

De polariteit van de niet-polaire covalente bindingen verschilt in de elektronegativiteit van de atomen met minder dan 0,4 (zoals aangegeven door de Pauling-schaal). Als het groter was dan 0,4 en kleiner dan 1,7, zou het een polaire covalente binding zijn, terwijl als het groter was dan 1,7 het een ionische binding zou zijn.

Opgemerkt moet worden dat de elektronegativiteit van atomen alleen die beschrijft die betrokken zijn bij een chemische binding, dat wil zeggen, wanneer ze deel uitmaken van een molecuul.

Algemene kenmerken van de niet-polaire covalente binding

De term "niet-polair" kenmerkt moleculen of bindingen die geen enkele polariteit vertonen. Als een molecuul niet-polair is, kan dit twee dingen betekenen:

-De atomen zijn niet verbonden door polaire bindingen.

-Het heeft polaire bindingen, maar deze zijn zo symmetrisch georiënteerd dat elk het dipoolmoment van de ander opheft.

Door Jacek FH, van Wikimedia Commons

Evenzo is er een groot aantal stoffen waarin hun moleculen met elkaar verbonden blijven in de structuur van de verbinding, of ze nu in de vloeibare, gas- of vaste fase zijn.

Wanneer dit gebeurt, is dit voor een groot deel te wijten aan de zogenaamde van der Waals-krachten of -interacties, naast de temperatuur- en drukomstandigheden waarbij de chemische reactie plaatsvindt.

Dit soort interacties, die ook voorkomen in polaire moleculen, treden op door de beweging van subatomaire deeltjes, voornamelijk elektronen wanneer ze tussen moleculen bewegen.

Door dit fenomeen kunnen de elektronen zich binnen enkele ogenblikken ophopen aan het ene uiteinde van de chemische soort, zich concentreren in specifieke delen van het molecuul en het een soort gedeeltelijke lading geven, waardoor bepaalde dipolen worden gegenereerd en de moleculen vrij dicht bij elkaar blijven. naar elkaar.

Polariteit en symmetrie

Deze kleine dipool wordt echter niet gevormd in verbindingen die zijn verbonden door niet-polaire covalente bindingen, omdat het verschil tussen hun elektronegativiteiten praktisch nul of helemaal nul is.

In het geval van moleculen of bindingen die uit twee gelijke atomen bestaan, dat wil zeggen, wanneer hun elektronegativiteiten identiek zijn, is het verschil tussen hen nul.

In die zin worden bindingen geclassificeerd als niet-polair covalent wanneer het verschil in elektronegativiteit tussen de twee atomen waaruit de binding bestaat kleiner is dan 0,5.

Als deze aftrekking daarentegen resulteert in een waarde tussen 0,5 en 1,9, wordt het gekarakteriseerd als polair covalent. Terwijl, wanneer dit verschil resulteert in een getal groter dan 1,9, het zeker wordt beschouwd als een binding of verbinding van polaire aard.

Dit type covalente bindingen wordt dus gevormd dankzij het delen van elektronen tussen twee atomen die hun elektronendichtheid gelijkelijk opgeven.

Om deze reden zijn, naast de aard van de atomen die bij deze interactie betrokken zijn, de moleculaire soorten die verbonden zijn door dit type binding meestal vrij symmetrisch en daarom zijn deze bindingen meestal vrij sterk.

Hoe wordt de niet-polaire covalente binding gevormd?

Over het algemeen ontstaan ​​covalente bindingen wanneer een paar atomen deelneemt aan het delen van elektronenparen, of wanneer de verdeling van de elektronendichtheid gelijk is tussen beide atomaire soorten.

Het Lewis-model beschrijft deze vakbonden als interacties met een tweeledig doel: de twee elektronen worden gedeeld tussen het betrokken paar atomen en vullen tegelijkertijd het buitenste energieniveau (valentieschil) van elk van hen, waardoor ze meer stabiliteit.

Omdat dit type binding is gebaseerd op het verschil in elektronegativiteit tussen de atomen waaruit het bestaat, is het belangrijk om te weten dat de elementen met de hoogste elektronegativiteit (of meer elektronegatief) degenen zijn die elektronen het sterkst naar elkaar toe trekken.

Deze eigenschap heeft de neiging om in het periodiek systeem in de richting van links-rechts en in oplopende richting (van onderaf) toe te nemen, zodat het element dat als minst elektronegatief van het periodiek systeem wordt beschouwd francium is (ongeveer 0,7 ) en degene met de hoogste elektronegativiteit is fluor (ongeveer 4,0).

Deze bindingen komen vaker voor tussen twee atomen die tot niet-metalen behoren of tussen een niet-metaal en een atoom van metalloïde aard.

Bestellen en energie

Vanuit een meer intern oogpunt, in termen van energie-interacties, kan worden gezegd dat een paar atomen elkaar aantrekken en een binding vormen als dit proces resulteert in een afname van de energie van het systeem.

Evenzo, wanneer de gegeven omstandigheden het bevorderen dat de atomen die op elkaar inwerken elkaar aantrekken, komen ze dichterbij en dat is wanneer de binding wordt geproduceerd of gevormd; zolang deze benadering en de daaropvolgende vereniging een configuratie met zich meebrengen die minder energie heeft dan de oorspronkelijke opstelling, waarin de atomen werden gescheiden.

De manier waarop atomaire soorten combineren om moleculen te vormen, wordt beschreven door de octetregel, die werd voorgesteld door de in Amerika geboren fysicochemicus Gilbert Newton Lewis.

Deze beroemde regel stelt voornamelijk dat een ander atoom dan waterstof de neiging heeft zich te binden totdat het wordt omgeven door acht elektronen in zijn valentieschil.

Dit betekent dat de covalente binding ontstaat wanneer elk atoom onvoldoende elektronen heeft om zijn octet te vullen, dat wil zeggen wanneer ze hun elektronen delen.

Om stabiliteit in de CO2-structuur te bereiken, moet het koolstofatoom twee dubbele bindingen vormen met elk zuurstofatoom, waarmee wordt voldaan aan de octetregel.

Deze regel heeft zijn uitzonderingen, maar in het algemeen hangt het af van de aard van de elementen die bij de link betrokken zijn.

Typen elementen die de niet-polaire covalente binding vormen

Wanneer een niet-polaire covalente binding wordt gevormd, kunnen twee atomen van hetzelfde element of verschillende elementen worden samengevoegd door elektronen van hun buitenste energieniveaus te delen, die beschikbaar zijn om bindingen te vormen.

Wanneer deze chemische vereniging plaatsvindt, heeft elk atoom de neiging om de meest stabiele elektronische configuratie te verwerven, die overeenkomt met de edelgassen. Dus elk atoom "zoekt" in het algemeen om de dichtstbijzijnde edelgasconfiguratie op het periodiek systeem te verwerven, ofwel met minder of meer elektronen dan de oorspronkelijke configuratie.

Dus wanneer twee atomen van hetzelfde element samenkomen om een ​​niet-polaire covalente binding te vormen, is dat omdat deze vereniging hen een minder energetische en dus stabielere configuratie geeft.

Het eenvoudigste voorbeeld van dit type is dat waterstofgas (H ₂ ), hoewel andere voorbeelden zijn de gassen zuurstof (O ₂ ) en stikstof (N ₂ ).

Twee identieke waterstofatomen waarin het elektronenpaar op dezelfde manier aantrekt, waardoor er geen polariteit in de binding zit.

Niet-polaire covalente bindingen van verschillende atomen

Een niet-polaire binding kan ook worden gevormd tussen twee niet-metalen elementen of een metalloïde en een niet-metalen element.

In het eerste geval bestaan ​​de niet-metalen elementen uit elementen die tot een selecte groep in het periodiek systeem behoren, waaronder halogenen (jodium, broom, chloor, fluor), edelgassen (radon, xenon, krypton , argon, neon, helium) en een paar andere, zoals zwavel, fosfor, stikstof, zuurstof, koolstof, onder anderen.

Een voorbeeld hiervan is de vereniging van koolstof- en waterstofatomen, de basis voor de meeste organische verbindingen.

In het tweede geval zijn metalloïden die met intermediaire kenmerken tussen niet-metalen en de soorten die behoren tot metalen in het periodiek systeem. Onder deze zijn: germanium, boor, antimoon, telluur, silicium, onder anderen.

Voorbeelden

Men kan zeggen dat er twee soorten covalente obligaties zijn. Hoewel deze in de praktijk geen verschil tussen beide hebben, zijn dit:

-Als identieke atomen een band vormen.

-Wanneer twee verschillende atomen samenkomen om een ​​molecuul te vormen.

Tussen identieke atomen

In het geval van niet-polaire covalente bindingen die voorkomen tussen twee identieke atomen, doet de elektronegativiteit van elk er niet echt toe, omdat ze altijd precies hetzelfde zullen zijn, dus het verschil in elektronegativiteit zal altijd nul zijn.

Dit is het geval bij gasvormige moleculen zoals waterstof, zuurstof, stikstof, fluor, chloor, broom, jodium.

Niet-polaire covalente binding van twee identieke zuurstofatomen.

Tussen verschillende atomen

Integendeel, wanneer ze verbanden zijn tussen verschillende atomen, moet rekening worden gehouden met hun elektronegativiteiten om ze als niet-polair te classificeren.

Dit is het geval bij het methaanmolecuul, waar het dipoolmoment gevormd in elke koolstof-waterstofbinding om symmetrische redenen wordt opgeheven. Dit betekent het ontbreken van scheiding van ladingen, zodat ze geen interactie kunnen hebben met polaire moleculen zoals water, waardoor deze moleculen en andere polaire koolwaterstoffen hydrofoob worden.

Andere niet-polaire moleculen zijn: tetrachloorkoolstof (CCl ₄ ), pentaan (C ₅ H ₁₂ ), ethyleen (C ₂ H ₄ ), kooldioxide (CO ₂ ), benzeen (C ₆ H ₆ ) en tolueen (C ₇ H ₈ ).

Niet-polaire covalente binding van kooldioxide.

Referenties

1. Bettelheim, FA, Brown, WH, Campbell, MK, Farrell, SO en Torres, O. (2015). Inleiding tot algemene, organische en biochemie. Opgehaald van books.google.co.ve
2. LibreTexts. (sf). Covalente bindingen. Opgehaald van chem.libretexts.org
3. Brown, W., Foote, C., Iverson, B., Anslyn, E. (2008). Organische chemie. Opgehaald van books.google.co.ve
4. ThoughtCo. (sf). Voorbeelden van polaire en niet-polaire moleculen. Opgehaald van thoughtco.com
5. Joesten, MD, Hogg, JL en Castellion, ME (2006). The World of Chemistry: Essentials: Essentials. Opgehaald van books.google.co.ve
6. Wikipedia. (sf). Covalente binding. Opgehaald van en.wikipedia.org