Definition und Beispiele für polare Bindungen in der Chemie

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Es gibt drei grundlegende Arten von chemischen Bindungen, die Atome zusammenhalten, nämlich die ionische Bindung , die kovalente Bindung und die metallische Bindung . Darüber hinaus können kovalente Bindungen in Abhängigkeit von der Anzahl der an der Bindung beteiligten Elektronen, der Herkunft der Elektronen (ob sie von einem oder beiden Atomen stammen) und der Gleichmäßigkeit der Verteilung der Elektronendichte um sie herum in mehrere Klassen eingeteilt werden . Polare Bindung wird als eine Art kovalente Bindung definiert, bei der die Atome Elektronen nicht gleichmäßig teilen, weil sie unterschiedliche Elektronegativitäten haben .

polare Bindung

Es muss daran erinnert werden, dass eine kovalente Bindung eine ist, bei der ein oder mehrere Paare von Valenzelektronen zwischen zwei Atomen geteilt werden, was sie zusammenhält.

Der Grund, warum sie polare Bindungen genannt werden, ist, dass bei dieser Art von Bindung die Elektronendichte leicht in Richtung des elektronegativeren Elements verschoben wird, sodass es eine teilweise negative Ladung annimmt (dargestellt durch das Symbol δ-), während das andere Atom annimmt eine teilweise positive Ladung (dargestellt durch das Symbol δ+). So gesehen ist die Verbindung ein elektrischer Dipol, da sie einen Plus- und einen Minuspol hat.

Die polare Bindung und die Elektronegativitätsdifferenz

Die Elektronegativität eines Atoms ist eine Zahl, die seine Fähigkeit darstellt, Elektronen anzuziehen, wenn es chemisch an ein anderes Atom gebunden ist. Diese Eigenschaft wird auf einer Skala gemessen, die von 0,65 für Francium bis 4,0 für Fluor reicht, die die am wenigsten bzw. am stärksten elektronegativen Elemente sind.

Die Elektronegativität ist eng mit der chemischen Bindung verbunden und bestimmt in vielen Fällen tatsächlich die Art der Bindung, die zwischen zwei Atomen verschiedener Elemente gebildet wird. Wenn der Unterschied groß ist, ist die Bindung ionisch, und wenn er sehr klein ist oder kein Unterschied besteht, dann ist die Bindung kovalent. Aber wenn der Unterschied dazwischen liegt, dann werden wir in Gegenwart einer polaren Bindung sein.

Aber das wirft eine sehr wichtige Frage auf: Woher wissen Sie, wann der Unterschied groß genug ist, um eine ionische Bindung zu definieren, oder klein genug, um eine reine kovalente Bindung zu definieren?

Da sich der ionische und kovalente Charakter nicht abrupt, sondern allmählich ändert, sind die Grenzen zwischen dem einen und dem anderen Bindungstyp etwas fließend. Chemiker haben jedoch die folgende Konvention aufgestellt, die eine klarere Definition dessen ermöglicht, was eine polare kovalente Bindung ist:

Linktyp Elektronegativitätsunterschied Beispiel
Ionenverbindung >1.7 NaCl; LiF
polare Bindung Zwischen 0,4 und 1,7 OH; HF; NH
unpolare kovalente Bindung <0,4 CH; IC
reine kovalente Bindung 0  HH; Oh; FF

Polare Bindungen und Dipolmoment

Es wurde bereits klargestellt, dass polare Bindungen elektrische Dipole sind. Elektrische Dipole sind durch das sogenannte Dipolmoment gekennzeichnet, das ein Vektor ist, der durch den griechischen Buchstaben μ (mu) dargestellt wird und vom weniger elektronegativen zum stärker elektronegativen Atom zeigt.

Die Größe des Dipolmoments ergibt sich aus dem Produkt der Ladung an den Polen und der Länge des Dipols (in diesem Fall der Bindungslänge). Bei polaren Bindungen ist das Dipolmoment proportional zur Differenz der Elektronegativitäten zwischen den beiden gebundenen Atomen.

Die polare Bindung und Polarität

Wenn ein Molekül nur eine polare Bindung hat, dann hat das Molekül als Ganzes ein Dipolmoment, und das Molekül wird als polar bezeichnet . Die Polarität ist eine sehr wichtige Eigenschaft in molekularen Verbindungen, da sie unter anderem Eigenschaften wie die Löslichkeit in verschiedenen Lösungsmitteln, Schmelz- und Siedepunkte bestimmt.

Es sollte jedoch beachtet werden, dass die Tatsache, dass polare Bindungen vorhanden sind, nicht sicherstellt, dass ein Molekül polar ist. Wenn ein Molekül mehr als eine polare Bindung hat, ergibt sich die Gesamtpolarität des Moleküls aus der Summe der Dipolmomente aller seiner polaren Bindungen . Diese Dipolmomente addieren sich als Vektoren. Aus diesem Grund kann es vorkommen, dass sich die Dipolmomente der verschiedenen polaren Bindungen gegenseitig aufheben und das Molekül als solches trotz polarer Bindungen unpolar ist. Wenn sie sich nicht aufheben, ist das Molekül polar.

Beispiele für polare Bindungen

Polare Bindungen treten in den meisten Fällen zwischen nichtmetallischen Elementen auf. Generell gilt: Je weiter sie im Periodensystem voneinander entfernt sind, desto größer ist der Unterschied der Elektronegativitäten zwischen den beiden Atomen und desto größer ist daher das Dipolmoment der Bindung, dh die Bindung wird polarer.

Hier sind einige Beispiele für repräsentative polare Bindungen, die in der organischen Chemie sehr häufig vorkommen:

die OH-Bindung

Es gibt viele molekulare Verbindungen mit OH-Bindungen. Am berüchtigtsten ist natürlich Wasser, dessen Summenformel H 2 O ist und das zwei OH-Bindungen hat. Es gibt jedoch unzählige andere Verbindungen mit dieser Art von Bindung, darunter Alkohole, Phenole, Carbonsäuren und viele mehr.

Polarität des Wassermoleküls mit OH-Polarbindung

Die Elektronegativitätsdifferenz zwischen Sauerstoff und Wasserstoff beträgt 1,24, was es ausmacht

CO-Link

CO polare kovalente Bindung

Die CO-Bindung ist ein weiteres sehr häufiges Beispiel in vielen organischen Verbindungen, einschließlich Alkoholen, Ethern, Säuren und vielen mehr. Die Elektronegativitätsdifferenz zwischen Kohlenstoff und Sauerstoff beträgt 0,89. Diese Bindung ist für die Polarität von Ethern verantwortlich und ist teilweise für die Polarität vieler anderer Verbindungen verantwortlich.

CN-Link

Polare CN-Bindung

Amine, Amide und unzählige andere Verbindungen, einschließlich DNA und alle Proteine, enthalten mehrere CN-Bindungen. Mit einer Elektronegativitätsdifferenz von 0,49 liegt diese Bindung nahe an der Grenze zwischen polarer Bindung und unpolarer kovalenter Bindung.

NH-Verbindung

Die Elektronegativitätsdifferenz zwischen Stickstoff und Wasserstoff beträgt 0,84, was dies zu einer ziemlich polaren Bindung macht. Tatsächlich bedeutet diese Polarisierung der Bindung, dass der an den Stickstoff gebundene Wasserstoff Teil einer speziellen Art von kovalenter Bindung zwischen drei Kernen sein kann, die als Wasserstoffbindung bezeichnet wird und für viele Eigenschaften der Verbindungen verantwortlich ist, die sie bilden können.

C=O-Bindung

Dies ist ein wichtiges Beispiel, da es die Tatsache unterstreicht, dass die Polarität kovalenter Bindungen ein von der Bindungsordnung unabhängiges Konzept ist. Eine Bindung kann polar oder unpolar sein, unabhängig davon, ob es sich um eine Einfach-, Doppel- oder Dreifachbindung handelt.

Bindungspolarität mit sp2-Hybridisierung

Angesichts dessen ist die C=O-Bindung immer noch polar, ungeachtet der Tatsache, dass es sich um eine Doppelbindung handelt. Es gibt jedoch einen Unterschied in der Polarität, da die Elektronegativitäten der Elemente von der Hybridisierung abhängen. In diesem Fall sind sowohl Kohlenstoff als auch Sauerstoff sp 2 -hybridisiert , was sie beide elektronegativer macht, aber es gibt immer noch einen Unterschied in der Elektronegativität zwischen den beiden.

Der HF Link – Eine Ausnahme von der Regel

Wie oben erwähnt, sind die Grenzen zwischen kovalentem und ionischem Charakter fließend, und die Definition der polaren Bindung in Bezug auf die Elektronegativitätsdifferenz kann Ausnahmen darstellen. Eine sehr häufige ist Fluorwasserstoff oder HF.

Für diese Verbindung beträgt die Differenz der Elektronegativitäten 1,78. Dies würde gemäß der vorherigen Definition HF in ionische Verbindungen einordnen. Was eine Verbindung jedoch ionisch oder kovalent macht, ist nicht nur ihr Unterschied in der Elektronegativität, sondern auch (und tatsächlich hauptsächlich) ihre physikalischen und chemischen Eigenschaften.

Die ionische Bindung ist dadurch gekennzeichnet, dass sie sehr stark ist und kristalline Feststoffe mit sehr hohen Schmelz- und Siedepunkten erzeugt. Allerdings ist HF bei Raumtemperatur ein Gas, da sein Siedepunkt nur 19,5 ºC beträgt. Vergleichen Sie mit dem Siedepunkt von Natriumchlorid, der 1.465 ºC beträgt.

Außerdem besteht HF aus zwei Nichtmetallen statt aus einem Nichtmetall und einem Metall, wie es bei ionischen Verbindungen der Fall ist. Aus diesen beiden Gründen wird HF trotz des großen Elektronegativitätsunterschieds zwischen Wasserstoff und Fluor als polare kovalente Verbindung angesehen .

SH-Link – Andere Ausnahme

Die SH-Bindung ist ein Beispiel für eine kovalente Bindung, die als polar angesehen wird, obwohl sie die Bedingung der Elektronegativitätsdifferenz nicht erfüllt. In diesem Fall beträgt die Differenz 0,38, was sie in die Gruppe der unpolaren kovalenten Bindungen einordnen würde, aber Chemiker sind sich einig, dass die Bindung tatsächlich polar ist.

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Israel Parada (Licentiate,Professor ULA)
(Licenciado en Química) - AUTOR. Profesor universitario de Química. Divulgador científico.

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