Kovalentse ja polaarse kovalentsi erinevus

Kovalentne vs Polaarne kovalent
 

Nagu on välja pakkunud Ameerika keemik G.N.Lewis, on aatomid stabiilsed, kui nende valentskestas on kaheksa elektroni. Enamiku aatomite valentskestades on vähem kui kaheksa elektroni (välja arvatud perioodilise tabeli rühmas 18 sisalduvad väärisgaasid); seetõttu pole nad stabiilsed. Need aatomid kipuvad üksteisega reageerima, muutuma stabiilseks. Seega saab iga aatom saavutada väärisgaasi elektroonilise konfiguratsiooni. Kovalentsed sidemed on keemiliste sidemete peamine tüüp, mis ühendavad aatomid keemilises ühendis. Kovalentseid sidemeid on kahte tüüpi nagu mittepolaarsed ja polaarsed kovalentsed sidemed.

Polaarsus tuleneb elektronegatiivsuse erinevustest. Elektronegatiivsus annab aatomi mõõtmise elektronide ligimeelitamiseks sidemesse. Tavaliselt kasutatakse elektronegatiivsuse väärtuste märkimiseks Paulingu skaalat. Periooditabelis on esitatud muster, kuidas elektronegatiivsuse väärtused muutuvad. Ajavahemikul vasakult paremale suureneb elektronegatiivsuse väärtus. Seetõttu on halogeenide perioodil suuremad elektronegatiivsuse väärtused ja 1. rühma elementidel on suhteliselt madalad elektronegatiivsuse väärtused. Rühmas vähenevad elektronegatiivsuse väärtused. Kui kaks sama aatomit või aatomit, millel on sama elektronegatiivsus, moodustavad nende vahel sideme, tõmbavad need aatomid elektronide paari sarnaselt. Seetõttu kipuvad nad elektrone jagama ja seda tüüpi sidemeid tuntakse mittepolaarsete kovalentsete sidemetena.

Kovalentne võlakiri

Kui kaks aatomit, millel on sarnane või väga madal elektronegatiivsuse erinevus, reageerivad koos, moodustavad nad elektronide jagamise kaudu kovalentse sideme. Mõlemad aatomid saavad väärisgaasi elektroonilise konfiguratsiooni, jagades elektrone sel viisil. Molekul on toode, mis tuleneb aatomite vahel kovalentsete sidemete moodustumisest. Näiteks kui samad aatomid on ühendatud molekulide moodustamiseks nagu Cl2, H2 või P4, on iga aatom seotud teisega kovalentse sidemega.

Polaarne kovalent

Sõltuvalt elektronegatiivsuse erinevuse astmest saab kovalentset iseloomu muuta. See erinevus võib olla suurem või väiksem. Seetõttu tõmbab sideme elektronide paari üks aatom rohkem, võrreldes teise aatomiga, mis osaleb sideme loomisel. Selle tulemuseks on elektronide ebavõrdne jaotus kahe aatomi vahel. Ja seda tüüpi kovalentsed sidemed on tuntud kui polaarsed kovalentsed sidemed. Elektronide ebaühtlase jaotuse tõttu on ühel aatomil veidi negatiivne laeng, teisel aatomil aga pisut positiivne laeng. Sel juhul ütleme, et aatomid on saanud osalise negatiivse või positiivse laengu. Suurema elektronegatiivsusega aatom saab väikese negatiivse laengu ja madalama elektronegatiivsusega aatom saab väikse positiivse laengu. Polaarsus tähendab laengute eraldamist. Nendel molekulidel on dipoolmoment. Dipoolmoment mõõdab sideme polaarsust ja seda mõõdetakse tavaliselt deebides (sellel on ka suund).