Kovalent vs polaarkovalent
Ameerika keemiku G. N. Lewise ettepaneku kohaselt on aatomid stabiilsed, kui nende valentskestas on kaheksa elektroni. Enamiku aatomite valentskihtides on vähem kui kaheksa elektroni (v.a perioodilisuse tabeli 18. rühmas olevad väärisgaasid); seetõttu ei ole need stabiilsed. Need aatomid kipuvad üksteisega reageerima, muutuma stabiilseks. Seega võib iga aatom saavutada väärisgaasi elektroonilise konfiguratsiooni. Kovalentsed sidemed on peamine keemiliste sidemete tüüp, mis ühendavad keemilise ühendi aatomeid. Kovalentseid sidemeid on kahte tüüpi: mittepolaarsed ja polaarsed kovalentsed sidemed.
Polaarsus tekib elektronegatiivsuse erinevuste tõttu. Elektronegatiivsus annab aatomi mõõtmise, et meelitada sidemesse elektrone. Tavaliselt kasutatakse elektronegatiivsuse väärtuste näitamiseks Paulingi skaalat. Perioodilises tabelis on muster selle kohta, kuidas elektronegatiivsuse väärtused muutuvad. Perioodi jooksul vasakult paremale elektronegatiivsuse väärtus suureneb. Seetõttu on halogeenidel perioodis suuremad elektronegatiivsuse väärtused ja rühma 1 elementidel on suhteliselt madalad elektronegatiivsuse väärtused. Grupis allapoole elektronegatiivsuse väärtused vähenevad. 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 side
Kui kaks aatomit, millel on sarnane või väga väike elektronegatiivsuse erinevus, reageerivad koos, moodustavad nad elektrone jagades kovalentse sideme. Mõlemad aatomid võivad sellisel viisil elektrone jagades saada väärisgaasi elektroonilise konfiguratsiooni. Molekul on toode, mis tekib aatomite vahel kovalentsete sidemete moodustumisel. Näiteks kui samad aatomid on ühendatud molekulide nagu Cl2, H2 või P4 moodustamiseks, on iga aatom teisega seotud kovalentse sidemega.
Polaarkovalent
Sõltuv alt elektronegatiivsuse erinevuse astmest saab kovalentset iseloomu muuta. See erinevus võib olla suurem või väiksem. Seetõttu tõmbab sideme elektronpaari üks aatom rohkem, võrreldes teise aatomiga, mis osaleb sideme loomises. Selle tulemuseks on elektronide ebavõrdne jaotus kahe aatomi vahel. Ja seda tüüpi kovalentseid sidemeid nimetatakse polaarseteks kovalentseteks sidemeteks. Elektronide ebaühtlase jaotuse tõttu on ühel aatomil veidi negatiivne laeng, samal ajal kui teisel aatomil on veidi positiivne laeng. Sel juhul ütleme, et aatomid on saanud osalise negatiivse või positiivse laengu. Suurema elektronegatiivsusega aatom saab väikese negatiivse laengu ja väiksema elektronegatiivsusega aatom saab väikese positiivse laengu. Polaarsus tähendab laengute eraldatust. Nendel molekulidel on dipoolmoment. Dipoolmoment mõõdab sideme polaarsust ja seda mõõdetakse tavaliselt debyes (sellel on ka suund).
Mis vahe on kovalentsel ja polaarkovalentsel?
• Polaarsed kovalentsed sidemed on kovalentsete sidemete tüüp.
• Kovalentseid sidemeid, mis on mittepolaarsed, moodustavad kaks sarnase elektronegatiivsusega aatomit. Polaarsed kovalentsed sidemed moodustavad kaks erineva elektronegatiivsusega aatomit (kuid nende erinevus ei tohiks olla suurem kui 1,7).
• Mittepolaarsetes kovalentsetes sidemetes jagavad elektronid võrdselt kahe sideme moodustamises osaleva aatomi vahel. Polaarses kovalentses tõmbab elektronpaari üks aatom rohkem kui teine aatom. Seega ei ole elektronide jagamine võrdne.
• Polaarsel kovalentsel sidemel on dipoolmoment, samas kui mittepolaarsel kovalentsel sidemel mitte.
