Ero kovalenttisen ja polaarisen kovalentin välillä

Kovalentti vs Polar-kovalentti
 

Kuten amerikkalainen kemisti G.N.Lewis ehdottaa, atomit ovat stabiileja, kun niiden valenssikuoressa on kahdeksan elektronia. Suurimmalla osalla atomeista on valenssikuorissaan alle kahdeksan elektronia (paitsi jaksollisen ryhmän 18 jalokaasut); sen vuoksi ne eivät ole vakaita. Näillä atomeilla on taipumus reagoida keskenään, tulla vakaiksi. Siten jokainen atomi voi saavuttaa jalokaasun elektronisen konfiguraation. Kovalenttiset sidokset ovat tärkein kemiallisten sidosten tyyppi, jotka yhdistävät atomit kemiallisessa yhdisteessä. Kovalenttisia sidoksia on kahta tyyppiä kuin polaarisia ja polaarisia kovalenttisia sidoksia.

Napaisuus syntyy eroista elektronegatiivisuudessa. Elektronegatiivisuus antaa atomin mittauksen elektronien houkuttelemiseksi sidoksessa. Yleensä Pauling-asteikkoa käytetään osoittamaan elektronegatiivisuusarvot. Jaksollisessa taulukossa on kuvio siitä, kuinka elektronegatiivisuusarvot muuttuvat. Vasemmalta oikealle läpi ajanjakson, elektronegatiivisuusarvo kasvaa. Siksi halogeeneilla on suuremmat elektronegatiivisuusarvot jaksolla, ja ryhmän 1 elementeillä on suhteellisen alhaiset elektronegatiivisuusarvot. Ryhmän alaosassa elektronegatiivisuusarvot vähenevät. Kun kaksi samaa atomia tai atomia, joilla on sama elektronegatiivisuus, muodostavat sidoksen keskenään, nämä atomit vetävät elektroniparin samalla tavalla. Siksi heillä on taipumus jakaa elektroneja ja tällaista sidosta 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 jalokaasujen elektronisen konfiguraation jakamalla elektronit tällä tavalla. Molekyyli on tuote, joka johtuu kovalenttisten sidosten muodostumisesta atomien välille. Esimerkiksi, kun samat atomit on liitetty muodostamaan molekyylejä, kuten Cl2, H2 tai P4, kukin atomi on sitoutunut toiseen kovalenttisen sidoksen avulla.

Polar-kovalentti

Kovalenttista merkkiä voidaan muuttaa riippuen elektronegatiivisuuseron asteesta. Tämä eroaste 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 kovalenttisina sidoksina. Elektronien epätasaisen jakautumisen takia yhdellä atomilla on hiukan negatiivinen varaus, kun taas toisella atomilla on hiukan positiivinen varaus. Tässä tapauksessa sanomme, että atomit ovat saaneet osittaisen negatiivisen tai positiivisen varauksen. Atomi, jolla on suurempi elektronegatiivisuus, saa pienen negatiivisen varauksen, ja pienemmällä elektronegatiivisella atomilla saadaan pieni positiivinen varaus. Napaisuus tarkoittaa varausten erottelua. Näillä molekyyleillä on dipolimomentti. Dipolimomentti mittaa sidoksen polaarisuutta, ja se mitataan yleensä debyteinä (sillä on myös suunta).