Kovalentti vs polaarinen kovalentti
Kuten amerikkalainen kemisti GNLewis ehdotti, atomit ovat stabiileja, kun niiden valenssikuoressa on kahdeksan elektronia. Suurimman osan atomien valenssikuorissa on alle kahdeksan elektronia (lukuun ottamatta jaksollisen järjestelmän ryhmän 18 jalokaasuja); siksi ne eivät ole vakaita. Nämä atomit pyrkivät reagoimaan keskenään, muuttumaan vakaina. Siten jokainen atomi voi saavuttaa jalokaasun elektronisen konfiguraation. Kovalenttiset sidokset ovat tärkein kemiallisten sidosten tyyppi, jotka yhdistävät atomeja kemiallisessa yhdisteessä. Kovalenttisia sidoksia on kahta tyyppiä ei-polaarisina ja polaarisina kovalentteina sidoksina.
Napaisuus syntyy elektronegatiivisuuden erojen vuoksi. Elektronegatiivisuus antaa atomin mittauksen houkutellakseen elektroneja sidokseen. Yleensä Pauling-asteikkoa käytetään osoittamaan elektronegatiivisuusarvot. Jaksollisessa taulukossa on malli siitä, kuinka elektronegatiivisuusarvot muuttuvat. Vasemmalta oikealle jakson läpi elektronegatiivisuuden arvo kasvaa. Siksi halogeeneilla on suuremmat elektronegatiivisuusarvot jaksolla, ja ryhmän 1 elementeillä on suhteellisen pienet elektronegatiivisuusarvot. Ryhmän alapuolella elektronegatiivisuuden arvot laskevat. Kun kaksi samasta atomista tai atomista, joilla on sama elektronegatiivisuus, muodostavat sidoksen niiden välille, nämä atomit vetävät elektroniparin samalla tavalla. Siksi heillä on taipumus jakaa elektroneja ja tällaisia sidoksia kutsutaan ei-polaarisiksi kovalenttisiksi sidoksiksi.
Kovalenttisidos
Kun kaksi atomia, joilla on samanlainen tai erittäin pieni elektronegatiivisuusero, reagoivat yhdessä, ne muodostavat kovalenttisen sidoksen jakamalla elektroneja. Molemmat atomit voivat saada jalokaasun elektronisen konfiguraation jakamalla elektroneja tällä tavalla. Molekyyli on tuote, joka syntyy kovalenttisten sidosten muodostumisesta atomien välillä. Esimerkiksi kun samat atomit yhdistetään molekyylien, kuten Cl2, H2 tai P4, muodostamiseksi, kukin atomi sitoutuu toiseen kovalenttisella sidoksella.
Polaarinen kovalentti
Elektronegatiivisuuseron asteesta riippuen kovalenttista luonnetta voidaan muuttaa. Tämä ero voi olla suurempi tai pienempi. Siksi sidoselektroniparia vetää enemmän yksi atomi verrattuna toiseen atomiin, joka osallistuu sidoksen muodostamiseen. Tämä johtaa elektronien epätasaiseen jakautumiseen kahden atomin välillä. Ja tämäntyyppiset kovalenttiset sidokset tunnetaan polaarisina kovalentteina sidoksina. Elektronien epätasaisen jakautumisen vuoksi yhdellä atomilla on hieman negatiivinen varaus, kun taas toisella atomilla on hieman positiivinen varaus. Tässä tapauksessa sanomme, että atomit ovat saaneet osittaisen negatiivisen tai positiivisen varauksen. Suuremman elektronegatiivisuuden omaava atomi saa vähäisen negatiivisen varauksen ja pienemmän elektronegatiivisuuden omaava atomin vähäisen positiivisen varauksen. Napaisuus tarkoittaa varausten erottamista. Näillä molekyyleillä on dipolimomentti. Dipolimomentti mittaa sidoksen napaisuuden, ja se mitataan tavallisesti debyysissä (sillä on myös suunta).
Mikä on ero kovalentin ja polaarisen kovalentin välillä?
• Polaariset kovalenttiset sidokset ovat eräänlainen kovalenttinen sidos.
• Kovalenttiset sidokset, jotka eivät ole polaarisia, muodostavat kaksi atomia, joilla on samanlainen elektronegatiivisuus. Polaariset kovalenttiset sidokset muodostavat kaksi atomia, joilla on erilainen elektronegatiivisuus (mutta niiden ei pitäisi olla yli 1,7).
• Ei-polaarisissa kovalenttisissa sidoksissa elektronit jakautuvat tasapuolisesti sidoksen muodostamiseen osallistuville kahdelle atomille. Polaarisessa kovalentissa elektroniparia vetää enemmän yksi atomi verrattuna toiseen atomiin. Joten elektronien jakaminen ei ole tasa-arvoista.
• Polaarisella kovalenttisella sidoksella on dipolimomentti, kun taas ei-polaarisella kovalenttisella sidoksella ei.
