Karakteristieke apolaire moleculen, hoe ze te identificeren en voorbeelden

de apolaire moleculen zij zijn degenen die in hun structuur een symmetrische verdeling van hun elektronen presenteren. Dit is mogelijk als het verschil in elektronegativiteit van zijn atomen klein is, of als de elektronegatieve atomen of groepen hun effecten in het molecuul opheffen.

Niet altijd is "apolariteit" absoluut. Om deze reden worden moleculaire polariteitsmoleculen soms als apolair beschouwd; dat wil zeggen, het heeft een dipolair moment μ dat dichtbij 0 ligt. Hier komt men het terrein van het relatieve binnen: hoe laag moet μ zijn voor een molecule of verbinding die als apolair beschouwd moet worden?

Om het probleem beter aan te pakken, heb je het boortrifluoridemolecuul, BF₃ (bovenste afbeelding).

Het fluoratoom is veel meer elektronegatief dan het booratoom en daarom zijn de B-F-bindingen polair. Echter, het BF-molecuul₃ is symmetrisch (trigonaal vlak) en betreft de vectorannulering van de drie momenten B-F.

Apolaire moleculen worden dus ook gegenereerd, zelfs met het bestaan ​​van polaire bindingen. De gegenereerde polariteit kan worden gecompenseerd door het bestaan ​​van een andere polaire link, van dezelfde grootte als de vorige, maar georiënteerd in de tegenovergestelde richting; zoals het gebeurt in de BF₃.

index

• 1 Kenmerken van een apolaire molecule
  • 1.1 Symmetrie
  • 1.2 Elektronegativiteit
  • 1.3 Intermoleculaire krachten
• 2 Hoe ze te identificeren?
• 3 voorbeelden
  • 3.1 Nobele gassen
  • 3.2 Diatomische moleculen
  • 3.3 Koolwaterstoffen
  • 3.4 Andere
• 4 Referenties

Kenmerken van een apolaire molecule

symmetrie

Om de effecten van polaire bindingen op te heffen, moet het molecuul een bepaalde geometrische structuur hebben; bijvoorbeeld lineair, het gemakkelijkst te begrijpen op het eerste gezicht.

Dit is het geval van koolstofdioxide (CO₂), die twee polaire links heeft (O = C = O). Dit komt door het feit dat de twee dipolaire momenten van de C = O-verbindingen elkaar opheffen wanneer ze naar een zijde wijzen, en de tweede naar de ander, in een hoek van 180 °.

Daarom is een van de eerste kenmerken waarmee rekening moet worden gehouden bij het evalueren van de "apolariteit" van een molecuul als een vogeloog, te observeren hoe symmetrisch het is..

Stel dat dat in plaats van CO₂ je hebt het COS-molecuul (O = C = S), genaamd carbonylsulfide.

Nu is het niet langer een apolair molecuul, omdat de elektronegativiteit van zwavel minder is dan die van zuurstof; en daarom is het dipoolmoment C = S anders dan dat van C = O. Dientengevolge is COS een polair molecuul (hoe polair meel is van een andere zak).

Het onderste beeld vat grafisch alles samen wat we zojuist hebben beschreven:

Merk op dat het dipoolmoment van de C = S-binding minder is dan dat van de C = O-binding in het COS-molecuul.

electronegativity

De elektronegativiteit op de Pauling-schaal heeft waarden tussen 0,65 (voor het frankium) en 4,0 (voor het fluor). Over het algemeen hebben halogenen een hoge elektronegativiteit.

Wanneer het verschil in de elektronegativiteit van de elementen die een covalente binding vormen kleiner is dan of gelijk is aan 0,4, wordt ervan gezegd dat deze apolair of niet-polair is. De enige moleculen die echt apolair zijn, zijn echter die gevormd door verbindingen tussen identieke atomen (zoals waterstof, H-H).

Intermoleculaire krachten

Om een ​​stof op te lossen in water, moet deze elektrostatisch in wisselwerking staan ​​met de moleculen; interacties die apolaire moleculen niet kunnen maken.

In apolaire moleculen zijn hun elektrische ladingen niet beperkt tot één uiteinde van het molecuul, maar symmetrisch verdeeld (of homogeen). Daarom is het niet in staat om te interageren via dipool-dipoolkrachten.

Apolaire moleculen reageren daarentegen op elkaar via de dispersiekrachten van Londen; dit zijn directe dipolen die de elektronische wolk van de atomen van naburige moleculen polariseren. Hier is de moleculaire massa een overheersende factor in de fysische eigenschappen van deze moleculen.

Hoe ze te identificeren?

-Misschien is een van de beste methoden om een ​​apolair molecuul te identificeren de oplosbaarheid ervan in verschillende polaire oplosmiddelen, die over het algemeen slecht oplosbaar zijn in deze.

-Over het algemeen zijn apolaire moleculen gasvormig van aard. Ze kunnen ook niet-mengbare vloeistoffen met water vormen.

-De apolaire vaste stoffen worden gekenmerkt door zacht te zijn.

-De dispersiekrachten die ze bij elkaar houden zijn over het algemeen zwak. Daarom zijn hun smelt- of kookpunten lager dan die van verbindingen van polaire aard.

-De apolaire moleculen, vooral onder de vloeibare vorm, zijn slechte geleiders van elektriciteit, omdat ze geen netto elektrische lading hebben.

Voorbeelden

Nobele gassen

Hoewel het geen moleculen zijn, worden edelgassen als apolair beschouwd. Ervan uitgaande dat gedurende twee korte tijdsperioden twee van zijn atomen een wisselwerking hebben, He-He, deze interactie kan (half) worden beschouwd als een molecuul; molecuul dat apolair van aard zou zijn.

Diatomische moleculen

Diatomische moleculen, zoals H₂, Br₂, het ik₂, cl₂, de O₂, en de F₂, ze zijn apolair. Deze hebben als algemene formule A₂, A-A.

koolwaterstoffen

Wat als A een groep atomen was? Het zou vóór andere apolaire samenstellingen zijn; bijvoorbeeld ethaan, CH₃-CH₃, waarvan het koolstofskelet lineair is, C-C.

Methaan, CH₄, en ethaan, C.₂H₆, het zijn apolaire moleculen. Koolstof heeft een elektronegativiteit van 2,55; terwijl de elektronegativiteit van waterstof 2,2 is. Daarom is er een dipoolvector met lage intensiteit, georiënteerd van waterstof naar koolstof.

Maar vanwege de geometrische symmetrie van de methaan- en ethaanmoleculen is de som van de dipoolvectoren of dipoolmomenten in hun moleculen nul, dus er is geen netto lading op de moleculen.

In het algemeen gebeurt hetzelfde met alle koolwaterstoffen, en zelfs als er onverzadigingen in zitten (dubbele en drievoudige bindingen), worden ze beschouwd als apolaire verbindingen of verbindingen met een lage polariteit. Evenzo zijn cyclische koolwaterstoffen apolaire moleculen, zoals cyclohexaan of cyclobutaan..

anderen

De moleculen van koolstofdioxide (CO₂) en koolstofdisulfide (CS)₂) zijn apolaire moleculen, beide met een lineaire geometrie.

In koolstofdisulfide is de elektronegativiteit van koolstof 2,55, terwijl de elektronegativiteit van zwavel 2,58 is; zodat beide elementen praktisch dezelfde elektronegativiteit hebben. Er is geen generatie van een dipoolvector en daarom is de netto lading nul.

We hebben ook de volgende CCl-moleculen₄ en AlBr₃, beide apolair:

In het aluminium tribromide, AlBr₃ het gebeurt hetzelfde als bij de BF₃, aan het begin van het artikel. Ondertussen, voor koolstoftetrachloride, CCl₄, de geometrie is tetrahedraal en symmetrisch, omdat alle C-Cl-schakels gelijk zijn.

Evenzo moleculen met de algemene formule CX₄ (CF₄, CI₄ en CBr₄), ze zijn ook apolair.

En tenslotte, een apolaire molecule kan zelfs een octahedrische geometrie hebben, zoals het geval is met zwavelhexafluoride, SF₆. In feite kan het elke geometrie of structuur hebben, zolang het maar symmetrisch is en de elektronische distributie homogeen is.

referenties

1. Carey F. A. (2008). Organische chemie Carbonzuren. (Zesde editie). Mc Graw Hill.
2. Cedrón J., Landa V., Robles J. (2011). Polariteit van moleculen. Teruggeplaatst van: corinto.pucp.edu.pe
3. Tutor Vista. (2018). Niet-polaire molecule. Teruggeplaatst van: chemistry.tutorvista.com
4. Helmenstine, Anne Marie, Ph.D. (28 januari 2019). Voorbeelden van polaire en niet-polaire moleculen. Teruggeplaatst van: thoughtco.com
5. Kurtus R. (19 september 2016). Polaire en niet-polaire moleculen. School voor kampioenen. Teruggeplaatst van: school-for-champions.com
6. Ganong W. (2004). Medische fysiologie Editie 19^th. Redactioneel de moderne handleiding.