Polariteit (chemie) polaire moleculen en voorbeelden

de chemische polariteit het is een eigenschap die wordt gekenmerkt door de aanwezigheid van een opvallende heterogene verdeling van elektronische dichtheden in een molecuul. In de structuur ervan zijn daarom regio's negatief geladen (δ-) en andere positief geladen (δ +), waardoor een dipolair moment wordt gegenereerd.

Het dipoolmoment (μ) van de link is een vorm van expressie van de polariteit van een molecuul. Het wordt meestal weergegeven als een vector waarvan de oorsprong wordt gevonden in de belasting (+) en het einde bevindt zich in de belasting (-), hoewel sommige chemicaliën dit op een omgekeerde manier weergeven.

In de bovenste afbeelding de kaart van de elektrostatische potentiaal voor water, H₂O. Het roodachtige gebied (zuurstofatoom) komt overeen met dat met een grotere elektronische dichtheid, en bovendien is te zien dat het op de blauwe gebieden (waterstofatomen) uitsteekt.

Omdat de verdeling van deze elektronische dichtheid heterogeen is, wordt er gezegd dat er een positieve en een negatieve pool is. Dat is waarom we het hebben over chemische 'polariteit', en voor het moment dipolair.

index

• 1 dipolair moment
  • 1.1 Asymmetrie in het watermolecuul
• 2 Polaire moleculen
• 3 voorbeelden
  • 3.1 SO2
  • 3,2 CHCl3
  • 3.3 HF
  • 3,4 NH3
  • 3.5 Macromoleculen met heteroatomen
• 4 Referenties

Dipolair moment

Het dipoolmoment μ wordt bepaald door de volgende vergelijking:

μ = δ ·d

Waar δ de elektrische lading van elke pool is, positief (+ δ) of negatief (-δ), en d  is de afstand tussen hen.

Het dipoolmoment wordt meestal uitgedrukt in uitbreken, weergegeven door het symbool D. Een coulombmeter is gelijk aan 2,998 · 10²⁹ D.

De waarde van het dipoolmoment van de binding tussen twee verschillende atomen, is in relatie tot het verschil in elektronegativiteiten van de atomen die de link vormen.

Om een ​​molecuul polair te laten zijn, is het niet voldoende om polaire schakels in zijn structuur te hebben, maar het moet ook een asymmetrische geometrie hebben; op zo'n manier dat het de dipolaire momenten verhindert om elkaar vectorieel op te heffen.

Asymmetrie in het watermolecuul

Het watermolecuul heeft twee O-H-bindingen. De geometrie van het molecuul is hoekig, dat wil zeggen met een "V" -vorm; zodat de dipoolmomenten van de banden elkaar niet opheffen, maar de som ervan vindt plaats wijzend op het zuurstofatoom.

De elektrostatische potentiaalkaart voor H₂Of reflecteer dit.

Als het hoekmolecuul H-O-H wordt waargenomen, kan de volgende vraag zich voordoen: is het echt asymmetrisch? Als een denkbeeldige as door het zuurstofatoom wordt getraceerd, wordt het molecuul in twee gelijke helften verdeeld: H-O | O-H.

Maar zo is het niet als de imaginaire as horizontaal is. Wanneer deze as het molecuul nu opnieuw in twee helften verdeelt, zal het het zuurstofatoom aan de ene kant hebben en aan de andere de twee waterstofatomen.

Al hiervoor de schijnbare symmetrie van de H₂Of het houdt op te bestaan ​​en wordt daarom beschouwd als een asymmetrisch molecuul.

Polaire moleculen

De polaire moleculen moeten voldoen aan een reeks kenmerken, zoals:

-De verdeling van elektrische ladingen in de moleculaire structuur is asymmetrisch.

-Ze zijn meestal oplosbaar in water. Dit komt omdat polaire moleculen kunnen interageren door dipool-dipoolkrachten, waarbij water wordt gekenmerkt door het hebben van een groot dipoolmoment.

Bovendien is de diëlektrische constante zeer hoog (78,5), waardoor deze afzonderlijke elektrische ladingen kan behouden, waardoor de oplosbaarheid toeneemt.

-Over het algemeen hebben polaire moleculen hoge kook- en smeltpunten.

Deze krachten worden gevormd door de interactie dipool-dipool, de dispersieve krachten van Londen en de vorming van waterstofbruggen.

-Vanwege de elektrische lading kunnen polaire moleculen elektriciteit geleiden.

Voorbeelden

SW₂

Zwaveldioxide (SO)₂). De zuurstof heeft een elektronegativiteit van 3,44, terwijl de elektronegativiteit van de zwavel 2,58 is. Daarom is zuurstof meer elektronegatief dan zwavel. Er zijn twee banden S = O, de O heeft een lading δ- en de S a lading δ+.

Omdat het een hoekmolecule is met de S aan de top, zijn de twee dipolaire momenten in dezelfde richting georiënteerd; en daarom tellen ze op, waardoor het SO-molecuul wordt gevormd₂ wees polair.

CHCl₃

Chloroform (HCCl₃). Er is een C-H-koppeling en drie C-Cl-koppelingen.

De elektronegativiteit van C is 2,55 en de elektronegativiteit van H is 2,2. Koolstof is dus meer elektronegatief dan waterstof; en daarom zal het dipoolmoment worden georiënteerd van H (δ +) naar C (δ-): C^δ--H^δ+.

In het geval van C-Cl-bindingen heeft C een elektronegativiteit van 2,55, terwijl Cl een elektronegativiteit van 3,16 heeft. De dipoolvector of dipoolmoment is georiënteerd van C naar Cl in de drie C-bindingen ^δ+-cl ^δ-.

Het hebben van een arm gebied van elektronen, rond het waterstofatoom, en een elektronenrijk gebied dat bestaat uit de drie chlooratomen, CHCl₃ Het wordt als een poolmolecuul beschouwd.

HF

Waterstoffluoride heeft een enkele H-F-binding. De elektronegativiteit van H is 2,22 en de elektronegativiteit van F is 3,98. Daarom eindigt fluor met de hoogste elektronendichtheid en de binding tussen beide atomen kan het beste worden beschreven als: H^δ+-F^δ-.

NH₃

Ammonia (NH₃) heeft drie N-H-bindingen. De elektronegativiteit van N is 3,06 en de elektronegativiteit van H is 2,22. In de drie schakels is de elektronische dichtheid gericht op stikstof, zelfs nog groter door de aanwezigheid van een paar vrije elektronen.

Het NH-molecuul₃ het is tetrahedraal, waarbij het atoom van N de vertex bezet. De drie dipoolmomenten, die overeenkomen met de N-H-verbindingen, zijn in dezelfde richting georiënteerd. Daarin bevindt δ- zich in de N, en δ + in de H. Zo zijn de links: N^δ--H^δ+.

Deze dipolaire momenten, de asymmetrie van het molecuul en het vrije paar elektronen op stikstof, maken ammoniak tot een zeer polair molecuul.

Macromoleculen met heteroatomen

Wanneer de moleculen erg groot zijn, is het niet langer correct om ze als apolair of polair op zichzelf te classificeren. Dit komt omdat er delen van de structuur kunnen zijn met zowel apolaire (hydrofobe) en polaire (hydrofiele) kenmerken..

Dit soort verbindingen staan ​​bekend als amfifielen of amfipathisch. Omdat het apolaire deel als arm aan elektronen kan worden beschouwd ten opzichte van het polaire deel, is er een polariteit in de structuur aanwezig en worden de amfifiele verbindingen als polaire verbindingen beschouwd.

In het algemeen kan worden verwacht dat een macromolecuul met heteroatomen dipoolmomenten heeft, en daarmee chemische polariteit.

Heteroatomen worden begrepen als die verschillen van die welke het skelet van de structuur vormen. Het koolstofskelet is bijvoorbeeld biologisch de belangrijkste van allemaal, en het atoom waarmee het koolstof vormt (naast waterstof), wordt een hetero-atoom genoemd..

referenties

1. Whitten, Davis, Peck & Stanley. (2008). Chemie. (8e druk). CENGAGE Leren.
2. Prof. Krishnan. (2007). Polaire en niet-polaire verbindingen. St. Louis Community College. Teruggeplaatst van: users.stlcc.edu
3. Murmson, Serm. (14 maart 2018). Hoe Polariteit uit te leggen. Sciencing. Teruggeplaatst van: sciencing.com
4. Helmenstine, Anne Marie, Ph.D. (5 december 2018). Definitie en voorbeelden van Polar Bond (Polar Covalent Bond). Teruggeplaatst van: thoughtco.com
5. Wikipedia. (2019). Chemische polariteit. Teruggeplaatst van: en.wikipedia.org
6. Quimitube. (2012). Covalente binding: polariteit van binding en moleculaire polariteit. Teruggeplaatst van: quimitube.com