Polaritet (kemi) polære molekyler og eksempler



den kemisk polaritet Det er en egenskab, der er karakteriseret ved tilstedeværelsen af ​​en markant heterogen fordeling af elektroniske densiteter i et molekyle. I sin struktur er der derfor regioner negativt ladede (δ-) og andre positivt ladede (δ +), hvilket frembringer et dipolært øjeblik.

Dipolmomentet (μ) af forbindelsen er en form for ekspression af polariteten af ​​et molekyle. Det er normalt repræsenteret som en vektor, hvis oprindelse findes i belastningen (+), og dens ende er placeret i belastningen (-), selv om nogle kemikalier repræsenterer det på en omvendt måde.

I det øvre billede er kortet over elektrostatisk potentiale for vand, H2O. Den rødlige region (oxygenatom) svarer til den større elektroniske densitet, og desuden kan det ses, at det skiller sig ud på de blå regioner (hydrogenatomer).

Da fordelingen af ​​denne elektroniske tæthed er heterogen, siges der, at der er en positiv og en negativ pol. Derfor taler vi om kemisk "polaritet" og for øjeblikket dipolar.

indeks

  • 1 dipolært øjeblik
    • 1.1 Asymmetri i vandmolekylet
  • 2 polære molekyler
  • 3 eksempler
    • 3.1 SO2
    • 3,2 CHCl3
    • 3,3 HF
    • 3,4 NH3
    • 3.5 Macromolekyler med heteroatomer
  • 4 referencer

Dipolær Moment

Dipolmomentet μ er defineret ved følgende ligning:

μ = δ ·d

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

Dipolmomentet udtrykkes sædvanligvis i avby, repræsenteret ved symbolet D. En coulombmåler svarer til 2.998 · 1029 D.

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

For at et molekyle skal være polært, er det ikke nok at have polære led i sin struktur, men det skal også have en asymmetrisk geometri; på en sådan måde, at det forhindrer de dipolære øjeblikke i at annullere hinanden vektormæssigt.

Asymmetri i vandmolekylet

Vandmolekylet har to O-H-bindinger. Geometrien af ​​molekylet er vinklet, det vil sige med en "V" form; således at dipolmomenterne i bindingerne ikke afbryder hinanden, men summen af ​​dem finder sted, der peger på oxygenatomet.

Det elektrostatiske potentielle kort for H2Eller reflektere dette.

Hvis det vinklede molekyle H-O-H observeres, kan følgende spørgsmål opstå: Er det virkelig asymmetrisk? Hvis en imaginær akse spores gennem oxygenatomet, vil molekylet blive opdelt i to lige store halvdele: H-O | O-H.

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

Allerede for dette er den tilsyneladende symmetri af H2Eller det ophører med at eksistere, og betragtes derfor som et asymmetrisk molekyle.

Polære molekyler

De polære molekyler skal overholde en række egenskaber, såsom:

-Fordeling af elektriske ladninger i den molekylære struktur er asymmetrisk.

-De er sædvanligvis opløselige i vand. Dette skyldes, at polære molekyler kan interagere med dipole-dipolkræfter, hvor vand er karakteriseret ved at have et stort dipolmoment.

Desuden er dens dielektriske konstant meget høj (78,5), hvilket gør det muligt at opretholde separate elektriske ladninger, der øger dets opløselighed.

-I almindelighed har polære molekyler højt kogende og smeltepunkter.

Disse kræfter udgøres af interaktionsdipol-dipolen, dispersionskræfterne i London og dannelsen af ​​brintbroer.

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

eksempler

SW2

Svovldioxid (SO)2). Oxygenet har en elektronegativitet på 3,44, mens svovlens elektronegativitet er 2,58. Derfor er ilt mere elektronegative end svovl. Der er to obligationer S = O, O'en har en ladning δ- og S'en ladning δ+.

At være et vinklet molekyle med S på vertexet er de to dipolære øjeblikke orienteret i samme retning; og på grund af det tilføjer de op, gør SO molekylet2 være polær.

CHC3

Chlorform (HCCI3). Der er en C-H link og tre C-Cl links.

Elektronegativiteten af ​​C er 2,55, og H-elektronegativiteten er 2,2. Kulstof er således mere electronegativ end hydrogen; og derfor vil dipolmomentet blive orienteret fra H (δ +) til C (δ-): Cδ--Hδ+.

I tilfælde af C-Cl-bindinger har C en elektronegativitet på 2,55, mens Cl har en elektronegativitet på 3,16. Dipolvektoren eller dipolmomentet er orienteret fra C til Cl i de tre C-bindinger δ+-cl δ-.

At have en dårlig region af elektroner, omkring hydrogenatomet og en elektronrig region, der består af de tre chloratomer, CHCl3 Det betragtes som et polært molekyle.

HF

Hydrogenfluorid har en enkelt H-F-binding. Elektronegativiteten af ​​H er 2,22, og F-elektronegativiteten er 3,98. Derfor slutter fluor med den højeste elektrondensitet, og bindingen mellem begge atomer beskrives bedst som: Hδ+-Fδ-.

NH3

Ammoniak (NH3) har tre N-H-bindinger. Elektronegativiteten af ​​N er 3,06, og H-elektronegativiteten er 2.22. I de tre forbindelser er den elektroniske tæthed orienteret mod nitrogen, idet den er endnu større ved tilstedeværelsen af ​​et par fri elektroner.

NH molekylet3 den er tetrahedral, med at atomet N besidder vertexet. De tre dipolmomenter, der svarer til N-H-forbindelserne, er orienteret i samme retning. I dem er δ- placeret i N og δ + i H. Således er linkene: Nδ--Hδ+.

Disse dipolære øjeblikke, molekylets asymmetri og det frie par elektroner på kvælstof gør ammoniak til et stærkt polært molekyle.

Macromolekyler med heteroatomer

Når molekylerne er meget store, er det ikke længere nøjagtigt 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 amfifiler eller amfipatiske. Fordi den apolare del kan betragtes som dårlig i elektroner med hensyn til polardelen, er der en polaritet til stede i strukturen, og de amfifile forbindelser betragtes som polære forbindelser.

Det kan generelt forventes, at et makromolekyle med heteroatomer har dipolmomenter, og med den kemiske polaritet.

Heteroatomer forstås at være dem, der adskiller sig fra dem der udgør strukturens skelet. For eksempel er kulstofskelettet biologisk det vigtigste af alt, og det atom, med hvilket det danner carbon (ud over hydrogen), kaldes et heteroatom..

referencer

  1. Whitten, Davis, Peck & Stanley. (2008). Kemi. (8. udgave). CENGAGE Learning.
  2. Prof. Krishnan. (2007). Polære og ikke-polære forbindelser. St. Louis Community College. Hentet fra: users.stlcc.edu
  3. Murmson, Serm. (14. marts 2018). Hvordan man forklarer polaritet. Sciencing. Hentet fra: sciencing.com
  4. Helmenstine, Anne Marie, Ph.D. (5. december 2018). Polar Bond Definition og Eksempler (Polar Covalent Bond). Hentet fra: thoughtco.com
  5. Wikipedia. (2019). Kemisk polaritet. Hentet fra: en.wikipedia.org
  6. Quimitube. (2012). Kovalent binding: polaritet af binding og molekylærpolaritet. Hentet fra: quimitube.com