Kovalentne vs polaarne kovalentne
Nagu soovitas Ameerika keemik GNLewis, on aatomid stabiilsed, kui nende valentskoores on kaheksa elektroni. Enamiku aatomite valentskestades on vähem kui kaheksa elektroni (välja arvatud perioodilise tabeli rühma 18 väärisgaasid); seetõttu pole nad stabiilsed. Need aatomid kipuvad üksteisega reageerima, muutuma stabiilseks. Seega saab iga aatom saavutada väärisgaasi elektroonilise konfiguratsiooni. Kovalentsed sidemed on peamine keemiliste sidemete tüüp, mis ühendab keemilise ühendi aatomeid. Kovalentseid sidemeid on kahte tüüpi kui mittepolaarseid ja polaarseid kovalentseid sidemeid.
Polaarsus tekib elektronegatiivsuse erinevuste tõttu. Elektronegatiivsus annab aatomi mõõtmise, et meelitada sidemeid elektrone. Tavaliselt kasutatakse elektronegatiivsuse väärtuste näitamiseks Paulingi skaalat. Perioodilisustabelis on muster selle kohta, kuidas elektronegatiivsuse väärtused muutuvad. Perioodi jooksul vasakult paremale suureneb elektronegatiivsuse väärtus. Seetõttu on halogeenidel suurem elektronegatiivsuse väärtus perioodis ja 1. rühma elementidel on suhteliselt madal elektronegatiivsuse väärtus. Rühmas langevad elektronegatiivsuse väärtused. Kui kaks sama aatomit või aatomit, millel on sama elektronegatiivsus, moodustavad nende vahel sideme, tõmbavad need aatomid elektronipaari sarnaselt. Seetõttu kipuvad nad elektrone jagama ja seda tüüpi sidemeid nimetatakse mittepolaarseteks kovalentseteks sidemeteks.
Kovalentne võlakiri
Kui kaks sarnase või väga väikese elektronegatiivsuse erinevusega aatomit reageerivad koos, moodustavad nad elektronide jagamise kaudu kovalentse sideme. Mõlemad aatomid võivad elektronide sel viisil jagamisel saada väärisgaasi elektroonilise konfiguratsiooni. Molekul on saadus kovalentsete sidemete moodustumisel aatomite vahel. Näiteks kui samad aatomid on ühendatud, moodustades sellised molekulid nagu Cl2, H2 või P4, on iga aatom seotud kovalentse sidemega.
Polaarne kovalentne
Sõltuvalt elektronegatiivsuse erinevuse astmest saab kovalentset iseloomu muuta. See erinevuse aste võib olla suurem või väiksem. Seetõttu tõmbab sideme elektronipaari rohkem kui üks aatom, võrreldes teise aatomiga, mis osaleb sideme loomises. Selle tulemuseks on elektronide ebavõrdne jaotus kahe aatomi vahel. Ja seda tüüpi kovalentsed sidemed on tuntud kui polaarsed kovalentsed sidemed. Elektroonide ebaühtlase jagunemise tõttu on ühel aatomil veidi negatiivne laeng, teisel aatomil aga veidi positiivne laeng. Sel juhul ütleme, et aatomid on saanud osalise negatiivse või positiivse laengu. Suurema elektronegatiivsusega aatom saab kerge negatiivse laengu ja madalama elektronegatiivsusega aatom väikese positiivse laengu. Polaarsus tähendab laengute eraldamist. Nendel molekulidel on dipoolmoment. Dipoolmoment mõõdab sideme polaarsust ja seda mõõdetakse tavaliselt debüütides (sellel on ka suund).
Mis vahe on kovalentsel ja polaarsel kovalentsel?
• Polaarsed kovalentsed sidemed on kovalentsete sidemete tüüp.
• Kovalentsed sidemed, mis on mittepolaarsed, moodustavad kaks sarnase elektronegatiivsusega aatomit. Polaarseid kovalentseid sidemeid loovad kaks erineva elektronegatiivsusega aatomit (kuid erinevad ei tohiks olla suuremad kui 1,7).
• Mittepolaarsetes kovalentsetes sidemetes jagunevad elektronid võrdselt kahe sideme loomisel osaleva aatomi vahel. Polaarses kovalentses olekus tõmbab elektronpaari rohkem ühe aatomi võrra võrreldes teise aatomiga. Seega pole elektronide jagamine võrdne.
• Polaarsel kovalentsel sidemel on dipoolmoment, mittepolaarsel kovalentsel sidemel mitte.
