POLARITET (KEMI): POLÆRE MOLEKYLER OG EKSEMPLER - KEMI - 2025

Den kemiske polaritet er en egenskab, der er kendetegnet ved tilstedeværelsen af ​​markant heterogen fordeling af elektrondensiteter i et molekyle. I dens struktur er der derfor negativt ladede regioner (5) og andre positivt ladede (5 +), hvilket genererer et dipolmoment.

Bindingens dipolmoment (µ) er en form for ekspression af et molekyls polaritet. Det er normalt repræsenteret som en vektor, hvis oprindelse er i ladningen (+), og dens ende er placeret i ladningen (-), selvom nogle kemikere repræsenterer den omvendt.

Elektrostatisk potentialekort for vandmolekylet. Kilde: Benjah-bmm27 via Wikipedia.

Det øverste billede viser det elektrostatiske potentialekort for vand, H ₂ O. Det rødlige område (iltatom) svarer til det med den højeste elektrondensitet, og det kan også ses, at dette skiller sig ud på de blå regioner (brintatomer).

Da fordelingen af ​​den nævnte elektrondensitet er heterogen, siges det, at der er en positiv og en negativ pol. Derfor taler vi om kemisk 'polaritet' og dipol-øjeblik.

Dipole-øjeblik

Dipolmomentet µ er defineret ved følgende ligning:

u = δ · d

Hvor δ er den elektriske ladning for hver pol, er positiv (+ δ) eller negativ (–δ), og d er afstanden mellem dem.

Dipolmomentet udtrykkes normalt i debye, repræsenteret ved symbolet D. En coulomb · meter er lig med 2.998 · 10 ²⁹ D.

Værdien af ​​dipolmomentet for bindingen mellem to forskellige atomer er i relation til forskellen i elektronegativiteter af de atomer, der danner bindingen.

For at et molekyle skal være polært, er det ikke nok at have polære bindinger i dens struktur, men det skal også have en asymmetrisk geometri; på en sådan måde, at det forhindrer, at dipolmomenterne fra vektorisk kan annullere hinanden.

Asymmetri i vandmolekylet

Vandmolekylet har to OH-bindinger. Geometrien af ​​molekylet er kantet, det vil sige formet som en "V"; derfor annullerer bindingernes dipolmomenter ikke hinanden, men snarere produceres summen af ​​dem, der peger mod oxygenatomet.

Den elektrostatiske potentiale kort for H ₂ O afspejler dette.

Hvis det vinkelmolekyle HOH observeres, kan følgende spørgsmål opstå: er det virkelig asymmetrisk? Hvis en imaginær akse trækkes gennem iltatomet, deler molekylet sig i to lige store halvdele: HOOH.

Men det er ikke tilfældet, hvis den imaginære akse er vandret. Når denne akse nu deler molekylet tilbage i to halvdele, vil du have iltatom på den ene side og de to hydrogenatomer på den anden.

Derfor den tilsyneladende symmetri af H ₂ O ophører med at eksistere, og det anses derfor et asymmetrisk molekyle.

Polære molekyler

Polære molekyler skal opfylde en række egenskaber, såsom:

-Distribution af elektriske ladninger i molekylstrukturen er asymmetrisk.

-De er normalt opløselige i vand. Dette skyldes, at polære molekyler kan interagere med dipol-dipol-kræfter, hvor vand er kendetegnet ved at have et stort dipol-øjeblik.

Derudover er dens dielektriske konstant meget høj (78,5), hvilket gør det muligt for den at holde de elektriske ladninger adskilt, hvilket øger dens opløselighed.

Generelt har polære molekyler høje kogepunkt og smeltepunkter.

Disse kræfter er sammensat af dipol-dipol-vekselvirkningen, London-spredningskræfterne og dannelsen af ​​brintbindinger.

- På grund af deres elektriske ladning kan polære molekyler lede elektricitet.

eksempler

SW

Svovldioxid (SO ₂). Oxygen har en elektronegativitet på 3,44, medens svovlens elektronregativitet er 2,58. Derfor er ilt mere elektronegativt end svovl. Der er to S = O-bindinger, hvor O har en δ-ladning, og S har en δ + ladning.

Fordi det er et vinkelmolekyle med S i toppunktet, er de to dipolmomenter orienteret i samme retning; og derfor tilføjer de sig, hvilket gør SO _2- molekylet polært.

CHC

Chloroform (HCCl ₃). Der er en CH-obligation og tre C-Cl-obligationer.

Elektronegativiteten af ​​C er 2,55, og elektronegativiteten af ​​H er 2,2. Således er carbon mere elektronegativ end brint; og derfor vil dipolmomentet være orienteret blandt H (δ +) mod C (δ-): C ^δ- -H ^{δ +}.

I tilfælde af C-Cl-bindinger har C en elektronegativitet på 2,55, mens Cl har en elektronegativitet på 3,16. Dipol vektor eller dipolmoment er orienteret fra C til Cl i de tre C ^{δ +} -Cl ^δ- bindinger.

Da der er en elektron-fattige regionen omkring hydrogenatomet og en elektron-rige region består af tre chloratomer, CHC ₃ betragtes som en polær molekyle.

HF

Hydrogenfluorid har kun en HF-binding. Elektronegativiteten af ​​H er 2,22, og elektronegativiteten af ​​F er 3,98. Derfor ender fluor med den højeste elektrondensitet, og bindingen mellem begge atomer beskrives bedst som: H ^{δ +} -F ^δ-.

NH

Ammoniak (NH ₃) har tre NH-bindinger. Elektronegativiteten af ​​N er 3,06, og elektronegativiteten af ​​H er 2,22. I alle tre bindinger er elektrondensiteten orienteret mod nitrogen, idet den er endnu højere ved tilstedeværelsen af ​​et par frie elektroner.

NH ₃ -molekylet er tetraedrisk, med N-atomet besætter vinkelspids. De tre dipolmomenter, der svarer til NH-bindinger, er orienteret i samme retning. I dem, er δ- placeret i N, og δ + i H. Således bindingerne er: N ^δ- -H ^{δ +}.

Disse dipolmomenter, molekylets asymmetri og det frie par elektroner på nitrogen gør ammoniak til et meget polært molekyle.

Makromolekyler med heteroatomer

Når molekylerne er meget store, er det ikke længere sikkert at klassificere dem som apolære eller polære i sig selv. Dette skyldes, at der kan være dele af dets struktur med både apolære (hydrofobe) og polære (hydrofile) egenskaber.

Disse typer af forbindelser er kendt som amfifile eller amfipatiske stoffer. Da den apolære del kan betragtes som elektronfattig i forhold til den polære del, er der en polaritet til stede i strukturen, og amfifile forbindelser betragtes som polære forbindelser.

Et makromolekyle med heteroatomer kan generelt forventes at have dipolmomenter og dermed kemisk polaritet.

Heteroatomer forstås som dem, der adskiller sig fra dem, der udgør strukturen af ​​strukturen. For eksempel er kulstofskelettet biologisk det vigtigste af alle, og det atom, som carbon danner en binding (ud over brint) kaldes et heteroatom.

Referencer

1. Whitten, Davis, Peck & Stanley. (2008). Kemi. (8. udgave). CENGAGE Læring.
2. Professor Krishnan. (2007). Polære og ikke-polære forbindelser. St. Louis Community College. Gendannes fra: brugere.stlcc.edu
3. Murmson, Serm. (14. marts 2018). Sådan forklares polaritet. Sciencing. Gendannes fra: sciencing.com
4. Helmenstine, Anne Marie, ph.d. (05. december 2018). Polar Bond Definition og eksempler (Polar Covalent Bond). Gendannes fra: thoughtco.com
5. Wikipedia. (2019). Kemisk polaritet. Gendannet fra: en.wikipedia.org
6. Quimitube. (2012). Kovalent binding: bindingspolaritet og molekylær polaritet. Gendannes fra: quimitube.com