Polaritet (kjemi) polære molekyler og eksempler



den kjemisk polaritet Det er en egenskap som preges av tilstedeværelsen av en merket heterogen fordeling av elektroniske tettheter i et molekyl. I sin struktur er det derfor regioner negativt ladet (δ-), og andre positivt ladet (δ +), og genererer et dipolart øyeblikk.

Dipolmomentet (μ) av lenken er en form for uttrykk for polariteten til et molekyl. Det er vanligvis representert som en vektor hvis opprinnelse er funnet i lasten (+) og dens ende ligger i lasten (-), selv om enkelte kjemikalier representerer den på en invers måte.

I det øvre bildet kartet over elektrostatisk potensial for vann, H2O. Den rødlige regionen (oksygenatom) tilsvarer den større elektroniske tettheten, og i tillegg kan det ses at det skiller seg ut på de blå områdene (hydrogenatomer).

Siden fordelingen av denne elektroniske tettheten er heterogen, sies det at det er en positiv og en negativ pol. Det er derfor vi snakker om kjemisk "polaritet", og for øyeblikket dipolar.

index

  • 1 dipolart 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

Dipolar Moment

Dipolmomentet μ er definert av følgende ligning:

μ = δ ·d

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

Dipolmomentet uttrykkes vanligvis i avby, representert ved symbolet D. En coulombmåler er 2,998 · 1029 D.

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

For at et molekyl skal være polært, er det ikke nok å ha polære lenker i sin struktur, men det må også ha en asymmetrisk geometri; på en slik måte at den forhindrer at de dipolære øyeblikkene avbryter hverandre vektorvis.

Asymmetri i vannmolekylet

Vannmolekylet har to O-H-bindinger. Geometrien til molekylet er vinklet, det vil si med en "V" form; slik at dipolmomentene i bindingene ikke avbryter hverandre, men summen av dem finner sted som peker mot oksygenatomet.

Det elektrostatiske potensielle kartet for H2Eller gjenspeile dette.

Hvis det vinklede molekylet H-O-H blir observert, kan følgende spørsmål oppstå: Er det virkelig asymmetrisk? Hvis en imaginær akse blir sporet gjennom oksygenatomet, blir molekylet delt inn i to like halvdeler: H-O | O-H.

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

Allerede for dette er den tilsynelatende symmetri av H2Eller det opphører å eksistere, og anses derfor for et asymmetrisk molekyl.

Polare molekyler

De polare molekylene må overholde en rekke egenskaper, for eksempel:

-Fordeling av elektriske ladninger i den molekylære strukturen er asymmetrisk.

-De er vanligvis oppløselige i vann. Dette skyldes at polare molekyler kan samhandle med dipol-dipol-krefter, der vann karakteriseres ved å ha et stort dipolmoment.

I tillegg er dens dielektriske konstant svært høy (78,5), noe som gjør det mulig å opprettholde separate elektriske ladninger som øker dets løselighet.

-Generelt har polare molekyler høykokende og smeltepunkt.

Disse kreftene utgjøres av interaksjonsdipol-dipolen, dispersjonskreftene i London og dannelsen av hydrogenbroer.

-På grunn av sin elektriske ladning kan polare molekyler føre strøm.

eksempler

SW2

Svoveldioksid (SO)2). Oksygenet har en elektronegativitet på 3,44, mens elegensegativiteten til svovelet er 2,58. Derfor er oksygen mer elektronegativ enn svovel. Det er to obligasjoner S = O, O har en ladning δ- og S en ladning δ+.

Å være et vinkelmolekyl med S på vertexet, er de to dipolære øyeblikkene orientert i samme retning; og på grunn av det legger de opp, gjør SO-molekylet2 vær polar.

CHC3

Kloroform (HCCl3). Det er en C-H link og tre C-Cl linker.

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

I tilfelle av 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 til Cl i de tre C-bindingene δ+-cl δ-.

Å ha en dårlig region av elektroner, rundt hydrogenatomet og en elektronrik region bestående av de tre kloratomene, CHCl3 Det regnes som et polart molekyl.

HF

Hydrogenfluorid har en enkelt H-F-binding. Elektronegativiteten til H er 2.22 og elektronegativiteten til F er 3,98. Derfor slutter fluor med den høyeste elektrontettheten, og bindingen mellom begge atomer beskrives best som: Hδ+-Fδ-.

NH3

Ammoniak (NH3) har tre N-H bindinger. Elektronegativiteten til N er 3,06 og elektronegativiteten til H er 2.22. I de tre koblingene er den elektroniske tettheten orientert mot nitrogen, enda større ved tilstedeværelsen av et par fri elektroner.

NH-molekylet3 Det er tetraedral, med atomet N som tar vertexet. De tre dipolmomentene, som svarer til N-H-koblingene, er orientert i samme retning. I dem er δ- plassert i N, og δ + i H. Dermed er linkene: Nδ--Hδ+.

Disse dipolære øyeblikkene, molekylets asymmetri og det frie par elektroner på nitrogen, gjør ammoniakk til et høyt polært molekyl.

Makromolekyler med heteroatomer

Når molekylene er svært store, er det ikke lenger korrekt å klassifisere dem som apolar eller polar i seg selv. Dette skyldes at det kan være deler av sin struktur med både apolære (hydrofobe) og polare (hydrofile) egenskaper.

Disse typer forbindelser er kjent som amfifiler eller amfipatiske. Fordi den apolare delen kan betraktes som dårlig i elektroner med hensyn til polardelen, er det en polaritet tilstede i strukturen, og de amfifile forbindelser anses som polare forbindelser.

Det kan generelt forventes at en makromolekyl med heteroatomer har dipolmomenter, og med den kjemiske polaritet.

Heteroatomer forstås å være de som er forskjellige fra de som utgjør strukturens skjelett. For eksempel er karbonskjelettet biologisk det viktigste av alt, og atomet som det danner karbon (i tillegg til hydrogen), kalles et heteroatom..

referanser

  1. Whitten, Davis, Peck & Stanley. (2008). Kjemi. (8. utgave). CENGAGE Learning.
  2. Prof. Krishnan. (2007). Polare og ikke-polare forbindelser. St. Louis Community College. Hentet fra: users.stlcc.edu
  3. Murmson, Serm. (14. mars 2018). Slik forklarer du polariteten. Sciencing. Hentet fra: sciencing.com
  4. Helmenstine, Anne Marie, Ph.D. (5. desember 2018). Polar Bond Definisjon og Eksempler (Polar Kovalent Bond). Hentet fra: thoughtco.com
  5. Wikipedia. (2019). Kjemisk polaritet. Hentet fra: en.wikipedia.org
  6. Quimitube. (2012). Kovalent binding: polaritet av binding og molekylærpolaritet. Hentet fra: quimitube.com