Kovalentti vs polaarinen kovalentti
Amerikkalaisen kemistin G. N. Lewisin ehdotuksen mukaan atomit ovat stabiileja, kun niiden valenssikuoressa on kahdeksan elektronia. Useimmissa atomeissa on alle kahdeksan elektronia valenssikuorissaan (paitsi jaksollisen järjestelmän ryhmän 18 jalokaasut); siksi ne eivät ole vakaita. Näillä atomeilla on taipumus reagoida toistensa kanssa, tulla vakaiksi. Siten jokainen atomi voi saavuttaa jalokaasuelektronisen konfiguraation. Kovalenttiset sidokset ovat tärkeimpiä kemiallisia sidoksia, jotka yhdistävät atomeja kemiallisessa yhdisteessä. Kovalenttisia sidoksia on kahta tyyppiä, ei-polaarisia ja polaarisia kovalenttisia sidoksia.
Polariteetti syntyy elektronegatiivisuuden eroista. Elektronegatiivisuus antaa mittauksen atomin vetämään elektroneja sidoksessa. Yleensä Paulingin asteikkoa käytetään osoittamaan elektronegatiivisuusarvot. Jaksotaulukossa on kuvio siitä, kuinka elektronegatiivisuusarvot muuttuvat. Vasemm alta oikealle jakson läpi elektronegatiivisuusarvo kasvaa. Siksi halogeeneilla on suuremmat elektronegatiivisuusarvot jaksossa, ja ryhmän 1 alkuaineilla on verrattain alhaiset elektronegatiivisuusarvot. Ryhmässä elektronegatiivisuusarvot laskevat. Kun kaksi samaa atomia tai atomeja, joilla on sama elektronegatiivisuus, muodostavat sidoksen niiden välille, nämä atomit vetävät elektroniparia samalla tavalla. Siksi niillä on taipumus jakaa elektronit ja tällaiset sidokset tunnetaan ei-polaarisina kovalenttisina sidoksina.
Kovalenttinen sidos
Kun kaksi atomia, joilla on samanlainen tai erittäin pieni elektronegatiivisuuden ero, reagoivat keskenään, ne muodostavat kovalenttisen sidoksen jakamalla elektroneja. Molemmat atomit voivat saada jalokaasuelektronisen konfiguraation jakamalla elektroneja tällä tavalla. Molekyyli on tuote, joka syntyy kovalenttisten sidosten muodostumisesta atomien välille. Esimerkiksi kun samat atomit yhdistyvät muodostamaan molekyylejä, kuten Cl2, H2 tai P4, jokainen atomi sitoutuu toiseen kovalenttisella sidoksella.
Polar kovalenttinen
Riippuen elektronegatiivisuuden erosta, kovalenttista luonnetta voidaan muuttaa. Tämä ero voi olla suurempi tai pienempi. Siksi yksi atomi vetää sidoselektroniparia enemmän kuin toinen atomi, joka osallistuu sidoksen muodostukseen. Tämä johtaa elektronien epätasaiseen jakautumiseen kahden atomin välillä. Ja tämän tyyppiset kovalenttiset sidokset tunnetaan polaarisina kovalenttisina 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. Atomi, jolla on korkeampi elektronegatiivisuus, saa pienen negatiivisen varauksen, ja atomi, jolla on pienempi elektronegatiivisuus, saa pienen positiivisen varauksen. Napaisuus tarkoittaa varausten erottelua. Näillä molekyyleillä on dipolimomentti. Dipolimomentti mittaa sidoksen polariteettia, ja se mitataan yleensä debyeinä (sillä on myös suunta).
Mitä eroa on kovalenttisella ja polaarisella kovalentilla?
• Polaariset kovalenttiset sidokset ovat kovalenttisten sidosten tyyppi.
• Kovalenttiset sidokset, jotka ovat ei-polaarisia, muodostuvat kahdesta atomista, joilla on samanlainen elektronegatiivisuus. Polaariset kovalenttiset sidokset muodostuvat kahdesta atomista, joilla on erilaiset elektronegatiivisuudet (mutta ero ei saa olla suurempi kuin 1,7).
• Ei-polaarisissa kovalenttisissa sidoksissa elektronit jakavat tasaisesti kaksi sidoksen muodostukseen osallistuvaa atomia. Polaarisessa kovalentissa elektroniparia vetää enemmän yksi atomi verrattuna toiseen atomiin. Joten elektronien jako ei ole yhtä suuri.
• Polaarisella kovalenttisella sidoksella on dipolimomentti, kun taas ei-polaarisella kovalenttisella sidoksella ei ole.
