Polaritet (kemi) polära molekyler och exempel



den kemisk polaritet Det är en egenskap som kännetecknas av närvaron av en markerad heterogen fördelning av elektroniska densiteter i en molekyl. I sin struktur finns därför områden negativt laddade (δ-) och andra positivt laddade (5 +), vilket alstrar ett dipolärt moment.

Dipolmomentet (μ) hos länken är en form av uttryck av polariteten hos en molekyl. Det är vanligtvis representerat som en vektor vars ursprung finns i lasten (+) och dess ände ligger i lasten (-), även om vissa kemikalier representerar det på ett inverterat sätt.

I den övre bilden är kartan över elektrostatisk potential för vatten, H2O. Den rödaktiga regionen (syreatom) motsvarar den större elektroniska densiteten, och dessutom kan man se att den sticker ut på de blå regionerna (väteatomer).

Eftersom fördelningen av denna elektroniska densitet heterogen är det sagt att det finns en positiv och en negativ pol. Det är därför vi pratar om kemisk "polaritet" och för närvarande dipolär.

index

  • 1 dipolärt ögonblick
    • 1.1 Asymmetri i vattenmolekylen
  • 2 polära molekyler
  • 3 exempel
    • 3,1 SO2
    • 3,2 CHCl3
    • 3,3 HF
    • 3,4 NH3
    • 3,5 makromolekyler med heteroatomer
  • 4 referenser

Dipolär Moment

Dipolmomentet μ är definierat av följande ekvation:

μ = 5 ·d

Där δ är den elektriska laddningen för varje pol, positiv (+ δ) eller negativ (-δ), och d  är avståndet mellan dem.

Dipolmomentet uttrycks vanligtvis i avvik, representerat av symbolen D. En coulombmätare är 2,998 · 1029 D.

Värdet av bindets dipolmoment mellan två olika atomer är i relation till skillnaden i elektronegativiteter hos de atomer som bildar länken.

För att en molekyl ska vara polär är det inte tillräckligt att ha polära länkar i sin struktur, men den måste också ha en asymmetrisk geometri; på ett sådant sätt att det förhindrar att de dipolära stunderna avbryter varandra vektoriskt.

Asymmetri i vattenmolekylen

Vattenmolekylen har två O-H-bindningar. Molekylens geometri är vinklad, det vill säga med en "V" -form; så att dipolmomentema hos bindningarna inte avbryter varandra, men summan av dem sker med hänvisning till syreatomen.

Den elektrostatiska potentiella kartan för H2Eller reflektera detta.

Om vinkelmolekylen H-O-H observeras kan följande fråga uppstå: Är det verkligen asymmetrisk? Om en imaginär axel spåras genom syreatomen kommer molekylen att delas in i två lika halvor: H-O | O-H.

Men det är inte så, om den imaginära axeln är horisontell. När denna axel nu delar molekylen igen i två halvor, kommer den att ha syreatomen på ena sidan och å andra sidan de två väteatomerna.

Redan för detta den synliga symmetri av H2Eller det upphör att existera, och anses därför vara en asymmetrisk molekyl.

Polära molekyler

De polära molekylerna måste följa en rad egenskaper, såsom:

-Fördelning av elektriska laddningar i molekylstruktur är asymmetrisk.

-De är vanligtvis lösliga i vatten. Detta beror på att polära molekyler kan interagera med dipol-dipolkrafter där vatten karakteriseras av att ha ett stort dipolmoment.

Dessutom är dess dielektriska konstant mycket hög (78,5), vilket gör det möjligt att bibehålla separata elektriska laddningar som ökar lösligheten.

-I allmänhet har polära molekyler högkokande och smältpunkter.

Dessa krafter utgörs av interaktionsdipol-dipolen, dispersionskrafterna i London och bildandet av vätebroar.

-På grund av sin elektriska laddning kan polära molekyler leda elektricitet.

exempel

SW2

Svaveldioxid (SO)2). Syreet har en elektronegativitet på 3,44, medan svampens elektronegativitet är 2,58. Därför är syre mer elektronegativ än svavel. Det finns två bindningar S = O, O har en laddning 5- och S-en laddning 5+.

Att vara en vinkelmolekyl med S i vertexen är de två dipolära momenten orienterade i samma riktning; och på grund av det lägger de upp, vilket gör SO-molekylen2 vara polär.

CHC3

Kloroform (HCCl3). Det finns en C-H-länk och tre C-Cl-länkar.

Elektronegativiteten hos C är 2,55 och elektronegativiteten hos H är 2,2. Kol är sålunda mer elektronegativ än väte; och därför kommer dipolmomentet att orienteras från H (5 +) till C (5-): Cδ--Hδ+.

I fallet med C-Cl-bindningar har C en elektronegativitet på 2,55, medan Cl har en elektronegativitet av 3,16. Dipolvektorn eller dipolmomentet är orienterat från C till Cl i de tre C-bindningarna δ+-cl δ-.

Att ha en dålig region av elektroner, runt väteatomen och en elektronrik region bestående av de tre kloratomerna, CHCl3 Det anses vara en polär molekyl.

HF

Vätefluorid har en enda H-F-bindning. Elektronegativiteten hos H är 2,22 och elektronegativiteten hos F är 3,98. Därför slutar fluor med den högsta elektrondensiteten, och bindningen mellan båda atomerna beskrivs bäst som: Hδ+-Fδ-.

NH3

Ammoniak (NH3) har tre N-H-bindningar. Elektronegativiteten hos N är 3,06 och elektronegativiteten hos H är 2,22. I de tre länkarna är den elektroniska densiteten orienterad mot kväve, vilket är ännu större genom närvaron av ett par fria elektroner.

NH-molekylen3 Det är tetraedralt, med atomen av N som upptar vertexen. De tre dipolmoment som motsvarar N-H-länkarna är orienterade i samma riktning. I dem är δ- i N och δ + i H. Således är länkarna: Nδ--Hδ+.

Dessa dipolära momenter, molekylens asymmetri och det fria paret elektroner på kväve gör ammoniak till en högpolär molekyl.

Makromolekyler med heteroatomer

När molekylerna är mycket stora är det inte längre korrekt att klassificera dem som apolära eller polära i sig. Detta beror på att det kan finnas delar av dess struktur med både apolära (hydrofoba) och polära (hydrofila) egenskaper.

Dessa typer av föreningar är kända som amfifiler eller amfipatiska. Eftersom den apolära delen kan anses vara dålig i elektroner med avseende på polärdelen finns en polaritet närvarande i strukturen och de amfifila föreningarna betraktas som polära föreningar.

Det kan generellt förväntas att en makromolekyl med heteroatomer har dipolmoment, och med den kemiska polariteten.

Heteroatomer är de som skiljer sig från de som utgör strukturens skelett. Till exempel är kolskelettet biologiskt det viktigaste av allt, och den atom som den bildar kol (förutom väte) kallas en heteroatom..

referenser

  1. Whitten, Davis, Peck & Stanley. (2008). Kemi. (8: e upplagan). CENGAGE Learning.
  2. Prof. Krishnan. (2007). Polära och icke-polära föreningar. St. Louis Community College. Hämtad från: users.stlcc.edu
  3. Murmson, Serm. (14 mars 2018). Hur man förklarar polaritet. Sciencing. Hämtad från: sciencing.com
  4. Helmenstine, Anne Marie, Ph.D. (5 december 2018). Polarbindningsdefinition och exempel (polär kovalent bindning). Hämtad från: thoughtco.com
  5. Wikipedia. (2019). Kemisk polaritet. Hämtad från: en.wikipedia.org
  6. Quimitube. (2012). Kovalent bindning: polaritet av bindning och molekylpolaritet. Hämtad från: quimitube.com