Polaarisuus (kemia) polaariset molekyylit ja esimerkit



kemiallinen napaisuus se on ominaisuus, jolle on tunnusomaista elektronisen tiheyden merkittävän heterogeenisen jakauman läsnäolo molekyylissä. Sen rakenteessa on siis negatiivisesti varautuneita alueita (δ-) ja muita positiivisesti varautuneita (δ +), jolloin muodostuu dipolaarinen hetki.

Linkin dipolimomentti (μ) on molekyylin napaisuuden ilmentymismuoto. Se on yleensä edustettuna vektorina, jonka alkuperä on kuormassa (+) ja sen pää sijaitsee kuormassa (-), vaikka jotkin kemikaalit edustavat sitä käänteisellä tavalla.

Ylemmässä kuvassa veden sähköstaattisen potentiaalin kartta, H2O. Punertava alue (happiatomi) vastaa suurempaa elektronista tiheyttä, ja lisäksi voidaan nähdä, että se erottuu sinistä aluetta (vetyatomeja).

Koska tämän sähköisen tiheyden jakautuminen on heterogeenistä, sanotaan, että on positiivinen ja negatiivinen napa. Siksi puhumme kemiallisesta "polariteetista" ja tällä hetkellä dipolaarisesta.

indeksi

  • 1 dipolaarinen hetki
    • 1.1 Vesimolekyylin epäsymmetria
  • 2 Polaariset molekyylit
  • 3 Esimerkkejä
    • 3.1 SO2
    • 3,2 CHC13
    • 3.3 HF
    • 3.4 NH3
    • 3.5 Makromolekyylit, joissa on heteroatomeja
  • 4 Viitteet

Dipolaarinen hetki

Dipolimomentti μ määritellään seuraavalla yhtälöllä:

μ = δ ·d

Missä δ on kunkin napan sähkövaraus, positiivinen (+ 8) tai negatiivinen (-δ), ja d  on niiden välinen etäisyys.

Dipoli-hetki ilmaistaan ​​tavallisesti debye-symbolina, jota edustaa symboli D. Coulomb-mittari on 2 998 · 1029 D.

Kahden eri atomin välisen sidoksen dipolimomentin arvo on suhteessa linkkien muodostavien atomien elektronegativiteettien eroon.

Jotta molekyyli olisi polaarinen, ei riitä, että sen rakenteessa on polaarisia linkkejä, mutta sillä on myös oltava epäsymmetrinen geometria; siten, että se estää dipolaariset hetket peruuttamasta toisiaan vektorisesti.

Asymmetria vesimolekyylissä

Vesimolekyylissä on kaksi O-H-sidosta. Molekyylin geometria on kulmikas eli "V" -muoto; niin, että joukkovelkakirjojen dipolimomentit eivät peru toisiaan, mutta niiden summa tapahtuu hapen atomiin nähden.

H: n sähköstaattinen potentiaalikartta2Tai heijastaa tätä.

Jos havaitaan kulmamolekyyli H-O-H, seuraava kysymys voi syntyä: onko se todella epäsymmetrinen? Jos kuvitteellinen akseli jäljitetään happiatomin läpi, molekyyli jaetaan kahteen yhtä suureen puolikkaaseen: H-O | O-H.

Mutta se ei ole sellaista, jos kuvitteellinen akseli on vaakasuora. Kun tämä akseli jakaa molekyylin uudelleen kahteen puolikkaaseen, sillä on hapen atomi toisella puolella ja toisaalta kaksi vetyatomia.

Tämä on jo H: n näennäinen symmetria2Tai se lakkaa olemasta, ja siksi sitä pidetään epäsymmetrisenä molekyylinä.

Polaariset molekyylit

Polaaristen molekyylien on täytettävä joukko ominaisuuksia, kuten:

-Sähkövarausten jakautuminen molekyylirakenteessa on epäsymmetrinen.

-Ne ovat yleensä vesiliukoisia. Tämä johtuu siitä, että polaariset molekyylit voivat olla vuorovaikutuksessa dipoli-dipolivoimien kanssa, jolloin vedelle on tunnusomaista suuri dipolimomentti.

Lisäksi sen dielektrinen vakio on erittäin suuri (78,5), mikä mahdollistaa sen, että se pystyy pitämään erilliset sähkövarat, jotka lisäävät sen liukoisuutta.

-Yleisesti polaarisilla molekyyleillä on korkea kiehumis- ja sulamispiste.

Nämä voimat muodostuvat vuorovaikutuksesta dipoli-dipolista, Lontoon dispergoituvista voimista ja vetysiltojen muodostumisesta.

-Sähköisen varauksensa ansiosta polaariset molekyylit voivat johtaa sähköä.

esimerkit

SW2

Rikkidioksidi (SO)2). Hapen elektronegatiivisuus on 3,44, kun taas rikin elektronegatiivisuus on 2,58. Siksi happi on enemmän elektronegatiivista kuin rikki. On kaksi sidosta S = O, O: lla on varaus δ- ja S: n varaus δ+.

Koska dipolaarinen hetki on kulmamolekyyli, jossa on S, on kaksi samankaltaista hetkiä suunnattu samaan suuntaan; ja sen vuoksi he lisäävät SO-molekyylin2 olla polaarinen.

CHCI3

Kloroformi (HCCl3). On C-H-linkki ja kolme C-Cl-linkkiä.

C: n elektronegativiteetti on 2,55 ja H: n elektronegativiteetti on 2,2. Siten hiili on enemmän elektronegatiivista kuin vety; ja siksi dipolimomentti suuntautuu H: sta (δ +) - C (δ-): Cδ--Hδ+.

C-Cl-sidosten tapauksessa C: n elektronegatiivisuus on 2,55, kun taas Cl: n elektronegativiteetti on 3,16. Dipolivektori tai dipolimomentti on suunnattu C: stä Cl: hen kolmessa C-sidoksessa δ+-cl δ-.

Ottaa huono alue elektronien ympärillä vetyatomin ja elektronirikkaan alueen, joka koostuu kolmesta klooriatomista, CHCl3 Sitä pidetään polaarisena molekyylinä.

HF

Vetyfluoridilla on yksi H-F-sidos. H: n elektronegativiteetti on 2,22 ja F: n elektronegatiivisuus on 3,98. Siksi fluori päätyy korkeimpaan elektronitiheyteen ja molempien atomien välinen sidos kuvataan parhaiten seuraavasti: Hδ+-Fδ-.

NH3

Ammoniakki (NH3) on kolme N-H-sidosta. N: n elektronegativiteetti on 3,06 ja H: n elektronegatiivisuus on 2.22. Kolmessa linkissä elektroninen tiheys on suunnattu typpeen, ja se on vieläkin suurempi vapaiden elektronien parin läsnäolosta.

NH-molekyyli3 se on tetraedrinen, jossa N: n atomi vie kärjen. Kolme dipolimomenttia, jotka vastaavat N-H-linkkejä, on suunnattu samaan suuntaan. Niissä δ- sijaitsee N: ssä ja δ + H.: ssä. Niinpä linkit ovat: Nδ--Hδ+.

Nämä dipolaariset hetket, molekyylin epäsymmetria ja vapaa elektronien pari typellä tekevät ammoniakista erittäin polaarisen molekyylin.

Makromolekyylit, joissa on heteroatomeja

Kun molekyylit ovat hyvin suuria, ei enää ole tarkkoja luokitella ne apolaarisiksi tai polaarisiksi. Tämä johtuu siitä, että sen rakenteessa voi olla sekä apolaarisia (hydrofobisia) että polaarisia (hydrofiilisiä) ominaisuuksia..

Tämäntyyppiset yhdisteet tunnetaan amfifiileinä tai amfipaattisina. Koska apolaarista osaa voidaan pitää huonossa elektronissa suhteessa polaariseen osaan, rakenteessa on polaarisuus, ja amfifiiliset yhdisteet pidetään polaarisina yhdisteinä.

Yleisesti voidaan odottaa, että heteroatomeilla varustetussa makromolekyylissä on dipolimomentit ja sen kanssa kemiallinen polariteetti.

Heteroatomeilla tarkoitetaan niitä, jotka ovat erilaisia ​​kuin ne, jotka muodostavat rakenteen luuston. Hiilirunko on esimerkiksi biologisesti kaikkein tärkein, ja atomia, jonka kanssa se muodostaa hiiltä (vedyn lisäksi), kutsutaan heteroatomiksi..

viittaukset

  1. Whitten, Davis, Peck & Stanley. (2008). Kemia. (8. painos). CENGAGE Learning.
  2. Krishnan. (2007). Polaariset ja ei-polaariset yhdisteet. St. Louis Community College. Haettu osoitteesta users.stlcc.edu
  3. Murmson, Serm. (14. maaliskuuta 2018). Miten selittää Polariteetti. Sciencing. Haettu osoitteesta: sciencing.com
  4. Helmenstine, Anne Marie, Ph.D. (5. joulukuuta 2018). Polar Bond -määritelmä ja esimerkit (Polar Kovalenttinen Bond). Haettu osoitteesta thinkco.com
  5. Wikipedia. (2019). Kemiallinen napaisuus. Haettu osoitteesta: en.wikipedia.org
  6. Quimitube. (2012). Kovalenttinen sidos: sidoksen ja molekulaarisen napaisuuden napaisuus. Haettu osoitteesta: quimitube.com