Polaritás (kémia) poláris molekulák és példák

az kémiai polaritás ez egy olyan tulajdonság, amelyre jellemző, hogy a molekulában az elektronikus sűrűség jelentősen heterogén eloszlása ​​van. A struktúrában ezért vannak olyan régiók, amelyek negatívan töltődnek (δ-), és mások pozitív töltésűek (δ +), ami dipoláris pillanatot generál.

A kapcsolat dipólus pillanata (μ) egy molekula polaritásának kifejeződése. Általában olyan vektorként van ábrázolva, amelynek eredete megtalálható a terhelésben (+), és vége a terhelésben (-) található, bár egyes vegyi anyagok fordított irányban képviselik azt..

A felső képen a víz elektrosztatikus potenciáljának térképe, H₂O. A vöröses régió (oxigénatom) a nagyobb elektronikus sűrűségűnek felel meg, továbbá látható, hogy kiemelkedik a kék területeken (hidrogénatomok)..

Mivel az elektronikus sűrűség eloszlása ​​heterogén, azt mondják, hogy pozitív és negatív pólus van. Ezért beszélünk a kémiai „polaritásról”, és jelenleg a dipolárról.

index

• 1 dipoláris pillanat
  • 1.1 A vízmolekula aszimmetriája
• 2 Poláris molekulák
• 3 Példák
  • 3.1 SO2
  • 3,2 CHCI3
  • 3.3 HF
  • 3.4 NH3
  • 3.5 Heteroatomokkal rendelkező makromolekulák
• 4 Referenciák

Dipoláris pillanat

A μ dipól momentumot a következő egyenlet határozza meg:

μ = δ ·d

Ahol δ az egyes pólusok elektromos töltése, pozitív (+ δ) vagy negatív (-δ), és d  a távolság közöttük.

A dipólus pillanatot rendszerint debye-ben fejezik ki, amelyet a D. szimbólum jelez. A coulomb-mérő 2,998 · 10²⁹ D.

A két különböző atom közötti kötés dipólus pillanatának értéke a linket alkotó atomok elektronegativitásának különbségéhez kapcsolódik..

Ahhoz, hogy a molekula poláris legyen, nem elegendő a poláris kapcsolatok szerkezete, de aszimmetrikus geometriájával is; oly módon, hogy megakadályozza, hogy a dipoláris pillanatok egymástól elvonják egymást.

A vízmolekula aszimmetriája

A vízmolekula két O-H kötéssel rendelkezik. A molekula geometriája szögletes, azaz "V" alakú; úgy, hogy a kötések dipólus pillanatai nem törlik egymást, de ezek összege az oxigénatomra mutat..

A H elektrostatikus potenciál térképe₂Vagy tükrözze ezt.

Ha a H-O-H szögmolekulát figyelték meg, a következő kérdés merülhet fel: valóban aszimmetrikus? Ha egy képzeletbeli tengelyt nyomon követnek az oxigénatomon, a molekula két egyenlő felére oszlik: H-O | O-H.

De ez nem olyan, ha a képzeletbeli tengely vízszintes. Amikor ez a tengely most újra felosztja a molekulát két felére, akkor az egyik oldalán oxigénatom lesz, a másik pedig a két hidrogénatom..

Erre már a H látható szimmetria₂Vagy megszűnik, és ezért aszimmetrikus molekula.

Poláris molekulák

A poláris molekuláknak meg kell felelniük egy sor olyan jellemzőnek, mint például:

-Az elektromos töltések eloszlása ​​a molekuláris szerkezetben aszimmetrikus.

-Általában vízben oldódnak. Ez azért van, mert a poláris molekulák kölcsönhatásba léphetnek a dipol-dipólus erőkkel, ahol a vizet nagy dipol pillanat jellemzi.

Emellett dielektromos állandója nagyon magas (78,5), ami lehetővé teszi, hogy külön elektromos töltéseket tartson fenn, növelve az oldhatóságát.

-Általában a poláris molekulák magas forráspontú és olvadásponttal rendelkeznek.

Ezeket az erőket a dipol-dipol kölcsönhatása, a londoni diszperzív erők és a hidrogénhidak képződése alkotja..

-Elektromos töltése miatt a poláris molekulák elektromos áramot vezethetnek.

Példák

SW₂

Kén-dioxid (SO)₂). Az oxigén 3,44 elektronegativitással rendelkezik, míg a kén elektronegativitása 2,58. Ezért az oxigén sokkal elektronegatívabb, mint a kén. Két kötés S = O, az O töltés δ- és az S töltés δ+.

Szögletes molekula az S-vel a csúcson, a két dipoláris pillanat ugyanabban az irányban van orientálva; és ezért hozzáadnak, így az SO molekula₂ legyen poláris.

kloroform₃

Kloroform (HCCI)₃). Van egy C-H kapcsolat és három C-Cl kapcsolat.

A C elektronelektrabilitása 2,55, a H elektron elektronitása pedig 2,2. Így a szén több elektronegatív, mint a hidrogén; és ezért a dipol pillanat H (δ +) -tól C (δ-) -ig: C^δ--H^δ+.

A C-Cl kötések esetében a C-nek 2,55-ös elektronegativitása van, míg a Cl-nek az elektronegativitása 3,16. A dipólvektor vagy a dipol pillanat C-től Cl-ig terjed a három C-kötésben ^δ+-Cl ^δ-.

Az elektronok szegény régiója, a hidrogénatom körül, és egy elektron-gazdag régió, amely a három klóratomból áll, CHCl₃ Poláris molekulának tekintik.

HF

A hidrogén-fluorid egyetlen H-F kötéssel rendelkezik. A H elektronegativitása 2,22 és az F elektronegativitása 3,98. Ezért a fluort a legmagasabb elektron-sűrűséggel érjük el, és a két atom közötti kötést a legjobban leírjuk: H^δ+-F^δ-.

NH₃

Ammónia (NH₃) három N-H kötéssel rendelkezik. Az N elektronegativitása 3,06, a H elektron elektronitása pedig 2.22. A három összeköttetésben az elektronikus sűrűség a nitrogén felé irányul, még nagyobb a szabad elektronok jelenléte által.

Az NH molekula₃ tetraéderes, az N atomja a csúcsot foglalja el. Az N-H kapcsolatoknak megfelelő három dipólaméter ugyanabban az irányban van. Ezekben a δ- az N-ben és a δ + a H.-ben található. Így a linkek: N^δ--H^δ+.

Ezek a dipoláris pillanatok, a molekula aszimmetriája és a szabad elektronpárpár nitrogénen erősen poláris molekulát képeznek.

Heteroatomokkal rendelkező makromolekulák

Ha a molekulák nagyon nagyok, akkor már nem pontos, hogy önmagukban apolárisnak vagy polárisnak minősítsék őket. Ennek az az oka, hogy szerkezetének részei lehetnek mind az apoláris (hidrofób), mind a poláris (hidrofil) jellemzők..

Az ilyen típusú vegyületek amfifilek vagy amfipatikusak. Mivel az apoláris rész elektronokban rosszul tekinthető a poláris részhez viszonyítva, a szerkezetben polaritás van jelen, és az amfifil vegyületek poláris vegyületeknek tekinthetők..

Általában elvárható, hogy a heteroatomokkal rendelkező makromolekula dipólus pillanatokat tartalmaz, és ezzel együtt a kémiai polaritás.

A heteroatomok azok, amelyek különböznek azoktól, amelyek a szerkezet vázát alkotják. Például a szénváz biológiailag a legfontosabb, és az atom, amellyel szénatomot képez (hidrogén mellett), heteroatomnak nevezik..

referenciák

1. Whitten, Davis, Peck és Stanley. (2008). Kémia. (8. kiadás). CENGAGE Tanulás.
2. Krishnan professzor. (2007). Poláris és nem poláris vegyületek. St. Louis Közösségi Főiskola. A lap eredeti címe: users.stlcc.edu
3. Murmson, Serm. (2018. március 14.). Hogyan magyarázzuk el a polaritást. Sciencing. A lap eredeti címe: sciencing.com
4. Helmenstine, Anne Marie, Ph.D. (2018. december 5.). Polárkötés-meghatározás és példák (Polar Kovalens Bond). A lap eredeti címe: thinkco.com
5. Wikipedia. (2019). Kémiai polaritás. Lap forrása: en.wikipedia.org
6. Quimitube. (2012). Kovalens kötés: a kötés polaritása és a molekuláris polaritás. A lap eredeti címe: quimitube.com