Polaritet (kjemi) polare molekyler og eksempler

2245
Sherman Hoover

De kjemisk polaritet det er en egenskap som er preget av tilstedeværelsen av en markert heterogen fordeling av elektrontettheter i et molekyl. I sin struktur er det derfor negativt ladede regioner (δ-), og andre positivt ladede (δ +), som genererer et dipolmoment.

Bindingsdipolmomentet (µ) er en måte å uttrykke polariteten til et molekyl. Det er vanligvis representert som en vektor med opprinnelse i ladningen (+) og enden er plassert i ladningen (-), selv om noen kjemikere representerer den omvendt.

Elektrostatisk potensialkart for vannmolekylet. Kilde: Benjah-bmm27 via Wikipedia.

Toppbildet viser det elektrostatiske potensialkartet for vann, HtoO. Det rødlige området (oksygenatom) tilsvarer det med den høyeste elektrontettheten, og det kan også sees at den skiller seg ut over de blå områdene (hydrogenatomer).

Ettersom fordelingen av denne elektrontettheten er heterogen, sies det at det er en positiv og en negativ pol. Det er derfor det snakkes om kjemisk 'polaritet' og dipolmoment.

Artikkelindeks

  • 1 Dipole øyeblikk
    • 1.1 Asymmetri i vannmolekylet
  • 2 polare molekyler
  • 3 eksempler
    • 3.1 SO2
    • 3,2 CHCl3
    • 3,3 HF
    • 3.4 NH3
    • 3.5 Makromolekyler med heteroatomer
  • 4 Referanser

Dipole øyeblikk

Dipolmomentet µ er definert av følgende ligning:

µ = δd

Hvor δ er den elektriske ladningen til hver pol, positiv (+ δ) eller negativ (-δ), og d  er avstanden mellom dem.

Dipolmomentet uttrykkes vanligvis i avskjed, representert med symbolet D. En coulomb · meter er lik 2.998 · 1029 D.

Verdien av dipolmomentet for bindingen mellom to forskjellige atomer er i forhold til forskjellen i elektronegativiteter av atomene som danner bindingen..

For at et molekyl skal være polært, er det ikke nok å ha polare bindinger i strukturen, men det må også ha en asymmetrisk geometri; på en slik måte at det forhindrer dipolmomentene i å kansellere vektorene til hverandre.

Asymmetri i vannmolekylet

Vannmolekylet har to O-H-bindinger. Molekylets geometri er kantet, det vil si i form av et "V"; slik at dipolmomentene til bindingene ikke avbryter hverandre, men at summen av dem blir produsert og peker mot oksygenatomet.

Det elektrostatiske potensialkartet for HtoEller gjenspeile dette.

Hvis kantmolekylet H-O-H observeres, kan følgende spørsmål oppstå: er det virkelig asymmetrisk? Hvis en imaginær akse blir trukket gjennom oksygenatomet, vil molekylet dele seg i to like halvdeler: H-O | O-H.

Men det er ikke slik om den imaginære aksen er horisontal. Når denne aksen nå deler molekylet igjen i to halvdeler, vil vi ha oksygenatomet på den ene siden, og de to hydrogenatomene på den andre..

Av denne grunn er den tilsynelatende symmetrien til HtoEller det slutter å eksistere, og regnes derfor som et asymmetrisk molekyl.

Polare molekyler

Polare molekyler må oppfylle en rekke egenskaper, for eksempel:

-Distribusjon av elektriske ladninger i molekylstrukturen er asymmetrisk.

-De er vanligvis løselige i vann. Dette er fordi polære molekyler kan samhandle med dipol-dipolkrefter, der vann er preget av å ha et stort dipolmoment.

I tillegg er dens dielektriske konstant veldig høy (78,5), som gjør det mulig å holde de elektriske ladningene atskilt og øke løseligheten..

-Generelt har polare molekyler høye kokepunkter og smeltepunkter.

Disse kreftene utgjøres av dipol-dipol-interaksjonen, spredningskreftene i London og dannelsen av hydrogenbindinger..

-På grunn av deres elektriske ladning kan polare molekyler lede strøm.

Eksempler

SWto

Svoveldioksid (SOto). Oksygen har en elektronegativitet på 3,44, mens elektronegativiteten til svovel er 2,58. Derfor er oksygen mer elektronegativ enn svovel. Det er to S = O-bindinger, O har en δ-ladning og S en δ-ladning+.

Fordi det er et vinkelmolekyl med S i toppunktet, er de to dipolmomentene orientert i samme retning; og derfor legger de seg sammen og lager SO-molekyletto være polar.

CHCl3

Kloroform (HCCl3). Det er en C-H-binding og tre C-Cl-obligasjoner.

Elektronegativiteten til C er 2,55, og elektronegativiteten til H er 2,2. Dermed er karbon mer elektronegativ enn hydrogen; og derfor vil dipolmomentet være orientert fra H (δ +) mot C (δ-): Cδ--Hδ+.

Når det gjelder C-Cl-bindinger, har C en elektronegativitet på 2,55, mens Cl har en elektronegativitet på 3,16. Dipolvektoren eller dipolmomentet er orientert fra C mot Cl i de tre C-bindingene δ+-Cl δ-.

Siden det er en elektronfattig region, rundt hydrogenatomet, og en elektronrik region som består av de tre kloratomene, CHCl3 regnes som et polært molekyl.

HF

Hydrogenfluorid har bare en HF-binding. Elektronegativiteten til H er 2.22 og elektronegativiteten til F er 3.98. Derfor ender fluor med den høyeste elektrondensiteten, og bindingen mellom begge atomene beskrives best som: Hδ+-Fδ-.

NH3

Ammoniakk (NH3) har tre N-H obligasjoner. Elektronegativiteten til N er 3.06 og elektronegativiteten til H er 2.22. I alle tre bindingene er elektrondensiteten orientert mot nitrogen, og er enda høyere på grunn av tilstedeværelsen av et par frie elektroner.

NH-molekylet3 det er tetraeder, med N-atomet som opptar toppunktet. De tre dipolmomentene, tilsvarende N-H-bindingene, er orientert i samme retning. I dem er δ- lokalisert i N, og δ + i H. Dermed er bindingene: Nδ--Hδ+.

Disse dipolmomentene, molekylets asymmetri og det frie paret elektroner på nitrogen, gjør ammoniakk til et meget polært molekyl..

Makromolekyler med heteroatomer

Når molekylene er veldig store, er det ikke lenger sikkert å klassifisere dem som apolare eller polare selv. Dette er fordi det kan være deler av strukturen med både apolare (hydrofobe) og polære (hydrofile) egenskaper..

Disse forbindelsene er kjent som amfifiler eller amfipater. Fordi den apolare delen kan betraktes som elektronfattig med hensyn til den polære delen, er det en polaritet tilstede i strukturen, og amfifile forbindelser anses å være polare forbindelser..

Et makromolekyl med heteroatomer kan generelt forventes å ha dipolmomenter, og dermed kjemisk polaritet..

Heteroatomer forstås som de som er forskjellige fra de som utgjør skjelettet til strukturen. For eksempel er karbonskjelettet biologisk det viktigste av alt, og atomet som karbon danner en binding med (i tillegg til hydrogen) kalles heteroatom..

Referanser

  1. Whitten, Davis, Peck & Stanley. (2008). Kjemi. (8. utg.). CENGAGE Læring.
  2. Prof. Krishnan. (2007). Polare og ikke-polære forbindelser. St. Louis Community College. Gjenopprettet fra: users.stlcc.edu
  3. Murmson, Serm. (14. mars 2018). Hvordan forklare polaritet. Vitenskapelig. Gjenopprettet fra: sciencing.com
  4. Helmenstine, Anne Marie, Ph.D. (5. desember 2018). Polar Bond Definisjon og eksempler (Polar Covalent Bond). Gjenopprettet fra: thoughtco.com
  5. Wikipedia. (2019). Kjemisk polaritet. Gjenopprettet fra: en.wikipedia.org
  6. Quimitube. (2012). Kovalent binding: bindingspolaritet og molekylær polaritet. Gjenopprettet fra: quimitube.com

Ingen har kommentert denne artikkelen ennå.