Polaarsus (keemia) polaarsed molekulid ja näited

The keemiline polaarsus see on omadus, mida iseloomustab elektroonilise tiheduse märgatava heterogeense jaotuse olemasolu molekulis. Seega on selle struktuuris negatiivselt laetud piirkonnad (δ-) ja teised positiivselt laetud (δ +), mis tekitavad dipolaarse hetke.

Lingi dipoolmoment (μ) on molekuli polaarsuse ekspressiooni vorm. Tavaliselt on see esindatud vektorina, mille päritolu on koormuses (+) ja selle ots asub koormuses (-), kuigi mõned kemikaalid esindavad seda vastupidises suunas.

Ülemises pildis on vee elektrostaatilise potentsiaali kaart, H₂O. Punakas piirkond (hapniku aatom) vastab suurema elektroonilise tihedusega piirkonnale ja lisaks on näha, et see erineb sinistest piirkondadest (vesiniku aatomid).

Kuna selle elektroonilise tiheduse jaotus on heterogeenne, siis öeldakse, et see on positiivne ja negatiivne. Sellepärast räägime keemilisest "polaarsusest" ja hetkel dipolaarsest.

Indeks

• 1 dipolaarne hetk
  • 1.1 Asümmeetria veemolekulis
• 2 Polaarsed molekulid
• 3 Näited
  • 3.1 SO2
  • 3,2 CHC13
  • 3.3 HF
  • 3.4 NH3
  • 3.5 Heteroatomitega makromolekulid
• 4 Viited

Dipolaarne hetk

Dipoolmoment μ on määratletud järgmise võrrandiga:

μ = δ ·d

Kus δ on iga pooluse elektriline laeng, positiivne (+ δ) või negatiivne (-δ) ja d  on nende vaheline kaugus.

Dipoolmomenti väljendatakse tavaliselt debüüsis, mida tähistab sümbol D. Coulombi arvesti on 2 998 · 10²⁹ D.

Kahe erineva aatomi vahelise sideme dipoolmomendi väärtus on seotud nende aatomite elektronegatuaalsuste erinevusega, mis moodustavad lingi.

Selleks, et molekul oleks polaarne, ei piisa sellest, et selle struktuuris on polaarseid sidemeid, kuid sellel peab olema ka asümmeetriline geomeetria; sellisel viisil, et see takistab dipolaarsetel hetkedel üksteise vektorite tühistamist.

Asümmeetria veemolekulis

Veemolekulil on kaks O-H sidet. Molekuli geomeetria on nurgeline, st V-kujuga; nii, et võlakirjade dipoolsed hetked ei tühistaks üksteist, kuid nende summa toimub hapniku aatomi suunas.

H-i elektrostaatilise potentsiaali kaart₂Või kajastage seda.

Kui täheldatakse nurkmolekuli H-O-H, võib tekkida järgmine küsimus: kas see on tõesti asümmeetriline? Kui hapniku aatomi kaudu jälgitakse kujuteldavat telge, jagatakse molekul kaheks võrdseks pooleks: H-O | O-H.

Aga see ei ole nii, kui kujuteldav telg on horisontaalne. Kui see telg jagab molekuli uuesti kaheks pooleks, on ühel küljel hapniku aatom ja teiselt poolt kaks vesinikuaatomit..

Selle jaoks on H-i näiline sümmeetria₂Või lakkab olemast ja seetõttu peetakse seda asümmeetriliseks molekuliks.

Polaarsed molekulid

Polaarsed molekulid peavad vastama mitmetele omadustele, nagu:

-Elektriliste laengute jaotumine molekulaarses struktuuris on asümmeetriline.

-Tavaliselt lahustuvad nad vees. Seda seetõttu, et polaarsed molekulid võivad suhelda dipool-dipooljõududega, kus vett iseloomustab suur dipoolmoment.

Lisaks on selle dielektriline konstant väga suur (78,5), mis võimaldab tal säilitada eraldi elektrilaenguid, mis suurendavad selle lahustuvust.

-Üldiselt on polaarsetel molekulidel kõrge keemis- ja sulamispunkt.

Need jõud moodustavad dipool-dipooli, Londoni dispergeerivate jõudude ja vesinikildade moodustumise koostoime..

-Tänu oma elektrilaengule võivad polaarsed molekulid juhtida elektrit.

Näited

SO₂

Vääveldioksiid (SO)₂). Hapniku elektronegatiivsus on 3,44, samas kui väävli elektronegatatiivsus on 2,58. Seetõttu on hapnik rohkem elektrolegatiivne kui väävel. On kaks sidet S = O, O omab laengut δ ja S laengut δ+.

Olles nurkmolekul koos S-ga tipus, on kaks dipolaarset momenti orienteeritud samas suunas; ja sellepärast nad lisavad, muutes SO-molekuli₂ olge polaarne.

CHCl₃

Kloroform (HCCl)₃). Seal on C-H link ja kolm C-Cl linki.

C elektronegatatiivsus on 2,55 ja H-i elektronegatiivsus on 2,2. Seega on süsinik rohkem elektronegatiivne kui vesinik; ja seetõttu on dipoolmoment orienteeritud H-st (δ +) kuni C (δ-): C^δ--H^δ+.

C-Cl sidemete korral on C elektronegatiivsus 2,55, samas kui Cl-i elektronegatatiivsus on 3,16. Dipoolvektor või dipoolmoment on orienteeritud C-st Cl-le kolme C-sidemega ^δ+-Cl ^δ-.

Võttes halb elektronide piirkond, vesiniku aatomi ümber ja elektronirikas piirkond, mis koosneb kolmest kloori aatomist, CHCl₃ Seda peetakse polaarseks molekuliks.

HF

Vesinikfluoriidil on üks H-F side. H-i elektronegatiivsus on 2.22 ja F elektronegatatiivsus on 3,98. Seetõttu jõuab fluori kõrgeim elektrontihedus ja side kahe aatomi vahel on kõige paremini kirjeldatud kui: H^δ+-F^δ-.

NH₃

Ammoniaak (NH₃) on kolm N-H võlakirja. N elektroonegatiivsus on 3,06 ja H-i elektronegatiivsus on 2.22. Kolmes lingis on elektrooniline tihedus orienteeritud lämmastikule, olles veelgi suurem vabade elektronide paari olemasolust.

NH-molekul₃ see on tetraedriline, mille aatom on N tipus. Kolm dipoolmomenti, mis vastavad N-H lingidele, on orienteeritud samas suunas. Neis asub δ- N ja δ + H. Seega on lingid järgmised: N^δ--H^δ+.

Need dipolaarsed hetked, molekuli asümmeetria ja vaba elektronide paar lämmastikus teevad ammoniaagist väga polaarse molekuli..

Heteroatomitega makromolekulid

Kui molekulid on väga suured, ei ole enam õige neid klassifitseerida apolaarseteks või polaarseteks. Seda seetõttu, et selle struktuuri osad võivad olla nii apolaarsed (hüdrofoobsed) kui ka polaarsed (hüdrofiilsed) omadused..

Seda tüüpi ühendid on tuntud kui amfifiilid või amfipaatsed. Kuna apolaarset osa võib pidada elektronides halvaks polaarse osa suhtes, on struktuuris olemas polaarsus ja amfifiilseid ühendeid peetakse polaarseteks ühenditeks..

Üldiselt võib eeldada, et heteroaatomitega makromolekulidel on dipoolmomendid ja sellega keemiline polaarsus.

Heteroatomeid käsitatakse kui neid, mis erinevad struktuuri skeemi moodustavatest. Näiteks on süsiniku karkass bioloogiliselt kõige olulisem ja aatomit, millega see moodustab süsiniku (lisaks vesinikule), nimetatakse heteroatomiks..

Viited

1. Whitten, Davis, Peck & Stanley. (2008). Keemia (8. väljaanne). KESKMINE Õppimine.
2. Krishnan. (2007). Polaarsed ja mittepolaarsed ühendid. St. Louis Community College. Välja otsitud andmebaasist: users.stlcc.edu
3. Murmson, Serm. (14. märts 2018). Kuidas selgitada polaarsust. Science. Välja otsitud andmebaasist: sciencing.com
4. Helmenstine, Anne Marie, Ph.D. (5. detsember 2018). Polaarse sideme määratlus ja näited (Polari kovalentne võlakiri). Välja otsitud andmebaasist: thinkco.com
5. Wikipedia. (2019). Keemiline polaarsus. Välja otsitud andmebaasist: en.wikipedia.org
6. Quimitube (2012). Kovalentne side: sideme polaarsus ja molekulaarne polaarsus. Välja otsitud: quimitube.com