Polarne (kemijske) polarne molekule in primeri



The kemična polarnost gre za lastnost, za katero je značilna prisotnost izrazite heterogene porazdelitve elektronskih gostot v molekuli. V svoji strukturi torej obstajajo regije negativno nabite (δ-), druge pa pozitivno nabite (δ +), ki ustvarjajo dipolarni trenutek..

Dipolni moment (μ) povezave je oblika izražanja polarnosti molekule. Ponavadi je predstavljen kot vektor, katerega izvor se nahaja v obremenitvi (+), njegov konec pa se nahaja v obremenitvi (-), čeprav ga nekatere kemikalije predstavljajo inverzno.

Na zgornji sliki je prikazana karta elektrostatičnega potenciala za vodo, H2O. Rdečkasta regija (kisikov atom) ustreza tisti večje elektronske gostote, poleg tega pa je razvidno, da izstopa na modrih območjih (atomih vodika).

Ker je porazdelitev te elektronske gostote heterogena, se pravi, da obstaja pozitivni in negativni pol. Zato govorimo o kemijski "polarnosti" in za trenutek dipolarni.

Indeks

  • 1 dipolarni trenutek
    • 1.1 Asimetrija v vodni molekuli
  • 2 Polarni molekuli
  • 3 Primeri
    • 3.1 SO2
    • 3,2 CHC13
    • 3,3 HF
    • 3,4 NH3
    • 3.5 Makromolekule s heteroatomi
  • 4 Reference

Dipolarni moment

Dipolni moment μ je definiran z naslednjo enačbo:

μ = δ ·d

Kjer je δ električni naboj vsakega pola, pozitiven (+ δ) ali negativen (-δ), in d  je razdalja med njimi.

Dipolni moment je ponavadi izražen v debye, ki ga predstavlja simbol D. Kulonov meter je enak 2,998 · 1029 D.

Vrednost dipolnega momenta vezi med dvema različnima atomoma je glede na razliko elektronegativnosti atomov, ki tvorijo povezavo.

Da bi bila molekula polarna, ni dovolj, da imamo v svoji strukturi polarne vezi, ampak mora imeti tudi asimetrično geometrijo; tako, da preprečuje, da bi se dipolarni momenti vektorsko preklicali.

Asimetrija v molekuli vode

Molekula vode ima dve O-H vezi. Geometrija molekule je kotna, torej z obliko "V"; tako, da se dipolni momenti vezi med seboj ne prekinejo, ampak vsota le-teh poteka ob usmeritvi na atom kisika.

Zemljevid elektrostatičnih potencialov za H2Ali pa to odraža.

Če opazimo kotno molekulo H-O-H, se lahko pojavi naslednje vprašanje: ali je res asimetrična? Če je navidezna os sledena skozi atom kisika, bo molekula razdeljena na dve enaki polovici: H-O | O-H.

Vendar to ni tako, če je imaginarna os vodoravna. Ko ta os zdaj razdeli molekulo na dve polovici, bo imel na eni strani atom kisika, na drugi strani pa dva atoma vodika..

Že za to je navidezna simetrija H2Ali pa preneha obstajati in se zato obravnava kot asimetrična molekula.

Polarne molekule

Polarne molekule morajo izpolnjevati vrsto značilnosti, kot so:

-Porazdelitev električnih nabojev v molekularni strukturi je asimetrična.

-Ponavadi so topne v vodi. To je zato, ker lahko polarne molekule medsebojno delujejo z dipol-dipolnimi silami, kjer je za vodo značilen velik dipolni moment.

Poleg tega je njena dielektrična konstanta zelo visoka (78,5), kar ji omogoča, da vzdržuje ločene električne naboje, kar povečuje njegovo topnost.

-Na splošno imajo polarne molekule visoke vrelišča in tališča.

Te sile tvorijo interakcijski dipol-dipol, disperzivne sile Londona in nastajanje vodikovih mostov.

-Zaradi električnega naboja lahko polarne molekule izvajajo elektriko.

Primeri

SO2

Žveplov dioksid (SO)2). Kisik ima elektronegativnost 3,44, elektronegativnost žvepla pa 2,58. Zato je kisik bolj elektronegativen od žvepla. Obstajata dve vezi S = O, O z nabojem δ-, S pa naboj δ+.

Dipolarni momenti, ki so kotna molekula s S na vozlišču, so usmerjeni v isto smer; in zaradi tega seštejejo, tako da tvorijo molekulo SO2 biti polarna.

CHCl3

Kloroforma (HCCl3). Obstaja C-H povezava in tri C-Cl povezave.

Elektronegativnost C je 2,55, elektronegativnost H pa 2,2. Tako je ogljik bolj elektronegativen kot vodik; in zato bo dipolni moment usmerjen od H (δ +) do C (δ-): Cδ--Hδ+.

V primeru C-Cl vezav ima C elektronegativnost 2,55, Cl pa ima elektronegativnost 3,16. Dipolni vektor ali dipolni moment je usmerjen od C do Cl v treh C-vezih δ+-Cl δ-.

Ima slabo območje elektronov, okoli vodikovega atoma, in območje, bogato z elektroni, sestavljeno iz treh atomov klora, CHCl3 Šteje se za polarno molekulo.

HF

Vodikov fluorid ima eno samo H-F vez. Elektronegativnost H je 2,22, elektronegativnost F pa 3,98. Zato fluor konča z največjo elektronsko gostoto, povezavo med obema atomoma pa najbolje opišemo kot: Hδ+-Fδ-.

NH3

Amoniak (NH3) ima tri N-H vezi. Elektronegativnost N je 3,06, elektronegativnost H pa 2,22. V treh povezavah je elektronska gostota usmerjena v dušik, ki je še večja zaradi prisotnosti para prostih elektronov.

Molekula NH3 je tetraedralen, z atomom N, ki zavzema vrh. Trije dipolni momenti, ki ustrezajo povezavam N-H, so usmerjeni v isto smer. V njih se δ- nahaja v N, in δ + v H. Tako so povezave: Nδ--Hδ+.

Ti dipolarni momenti, asimetrija molekule in prosti par elektronov na dušiku, naredijo amonijak visoko polarna molekula..

Makromolekule s heteroatomi

Ko so molekule zelo velike, jih ni več natančno razvrstiti kot nepolarne ali polarne. To je zato, ker lahko obstajajo deli njene strukture z nepolarnimi (hidrofobnimi) in polarnimi (hidrofilnimi) lastnostmi..

Te vrste spojin so znane kot amphiphiles ali amphipathic. Ker se lahko nepolarni del šteje za revnega z elektroni glede na polarni del, je v strukturi prisotna polarnost in amfifilne spojine so polarne spojine..

Na splošno lahko pričakujemo, da ima makromolekula s heteroatomi dipolne momente, in s tem kemijsko polarnost..

Heteroatomi so tisti, ki se razlikujejo od tistih, ki sestavljajo okostje strukture. Na primer, ogljikov skelet je biološko najpomembnejši, atom, s katerim tvori ogljik (poleg vodika), pa se imenuje hetero atom..

Reference

  1. Whitten, Davis, Peck & Stanley. (2008). Kemija (8. izd.). CENGAGE Učenje.
  2. Prof. Krishnan. (2007). Polarne in nepolarne spojine. St. Louis Community College. Vzpostavljeno iz: users.stlcc.edu
  3. Murmson, Serm. (14. marec 2018). Kako razložiti polarnost. Sciencing. Vzpostavljeno iz: sciencing.com
  4. Helmenstine, Anne Marie, Ph.D. (5. december 2018). Definicija polarnih vezav in primeri (Polar Kovalent Bond). Vzpostavljeno iz: thoughtco.com
  5. Wikipedija. (2019). Kemična polarnost. Vzpostavljeno iz: en.wikipedia.org
  6. Quimitube (2012). Kovalentna vez: polarnost vezi in molekularna polarnost. Vzpostavljeno iz: quimitube.com