POLARITET (KEMI): POLÄRA MOLEKYLER OCH EXEMPEL - KEMI - 2026

Den kemiska polariteten är en egenskap som kännetecknas av närvaron av markant heterogen distribution av elektrondensiteter i en molekyl. I sin struktur finns det därför negativt laddade regioner (5) och andra positivt laddade (5 +), vilket genererar ett dipolmoment.

Dipolmomentet (µ) av bindning är en form av uttryck för polariteten hos en molekyl. Det representeras vanligtvis som en vektor vars ursprung är i laddningen (+) och dess slut ligger i laddningen (-), även om vissa kemister representerar den omvänt.

Elektrostatisk potentialkarta för vattenmolekylen. Källa: Benjah-bmm27 via Wikipedia.

Den övre bilden visar den elektrostatiska potentialkartan för vatten, H ₂ O. Den rödaktiga regionen (syreatom) motsvarar den med den högsta elektrondensiteten, och det kan också ses att detta sticker ut på de blå regionerna (väteatomer) ).

Eftersom fördelningen av nämnda elektrondensitet är heterogen sägs det att det finns en positiv och en negativ pol. Det är därför vi pratar om kemisk "polaritet" och dipolögonblick.

Dipole-ögonblick

Dipolmomentet µ definieras av följande ekvation:

u = 5 · d

Där 5 är den elektriska laddningen för varje pol, är positiv (+ 5) eller negativ (–5), och d är avståndet mellan dem.

Dipolmomentet uttrycks vanligtvis i debye, representerat av symbolen D. En coulomb · meter är lika med 2.998 · 10 ²⁹ D.

Värdet på dipolmomentet för bindningen mellan två olika atomer är i förhållande till skillnaden i elektronegativiteter hos atomerna som bildar bindningen.

För att en molekyl ska vara polär räcker det inte att ha polära bindningar i sin struktur, men den måste också ha en asymmetrisk geometri; på ett sådant sätt att det förhindrar att dipolmomentet kan avbryta varandra.

Asymmetri i vattenmolekylen

Vattenmolekylen har två OH-bindningar. Molekylens geometri är vinklad, det vill säga formad som en "V"; därför avbryter bindningens dipolmoment inte varandra utan summan av dem produceras snarare mot syreatomen.

Den elektrostatiska potentialen karta för H ₂ O återspeglar detta.

Om vinkelmolekylen HOH observeras kan följande fråga uppstå: är den verkligen asymmetrisk? Om en imaginär axel dras genom syreatomen kommer molekylen att delas upp i två lika halvor: HOOH.

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

Av detta skäl, den skenbara symmetri av H ₂ O upphör att existera, och det anses därför en asymmetrisk molekyl.

Polära molekyler

Polära molekyler måste uppfylla en serie egenskaper, såsom:

-Distribution av elektriska laddningar i molekylstrukturen är asymmetrisk.

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

Dessutom är dess dielektriska konstant mycket hög (78,5), vilket gör att den kan hålla de elektriska laddningarna åtskilda, vilket ökar dess löslighet.

- Generellt sett har polära molekyler höga kok- och smältpunkter.

Dessa krafter utgörs av dipol-dipol-växelverkan, de London-spridande krafterna och bildandet av vätebindningar.

-På deras elektriska laddning kan polära molekyler leda elektricitet.

exempel

SW

Svaveldioxid (SO ₂ ). Syre har en elektronegativitet på 3,44, medan svavelens elektronregativitet är 2,58. Därför är syre mer elektronegativt än svavel. Det finns två S = O-bindningar, O har en 6-laddning och S har en 5 + laddning.

Eftersom det är en vinkelmolekyl med S vid toppunkten, är de två dipolmomenten orienterade i samma riktning; och därför lägger de upp, vilket gör SO _2- molekylen polär.

CHC

Kloroform (HCCI ₃ ). Det finns en CH-obligation och tre C-Cl-obligationer.

Elektronegativiteten för C är 2,55, och elektronegativiteten för H är 2,2. Således är kol mer elektronegativt än väte; och därför kommer dipolmomentet att orienteras från H (δ +) mot C (δ-): C ^δ- -H ^{δ +} .

När det gäller C-Cl-bindningar har C en elektronegativitet på 2,55, medan Cl har en elektronegativitet på 3,16. Dipolvektorn eller dipolmomentet är orienterad från C till Cl i de tre C ^{5 +} -Cl ^5- bindningarna .

Eftersom det finns en elektron-fattig region runt väteatom och en elektron rik region bestående av de tre kloratomer, CHCl ₃ anses vara en polär molekyl.

HF

Vätefluorid har bara en HF-bindning. Elektronegativiteten för H är 2,22 och elektronegativiteten för F är 3,98. Därför slutar fluor med den högsta elektrondensiteten, och bindningen mellan båda atomerna beskrivs bäst som: H ^{5 +} -F ⁵ .

NH

Ammoniak (NH ₃ ) har tre NH-obligationer. Elektronegativiteten för N är 3,06 och elektronegativiteten för H är 2,22. I alla tre bindningarna orienteras elektrondensiteten mot kväve och är ännu högre genom närvaron av ett par fria elektroner.

NH ₃ -molekylen är tetraedrisk, med N-atomen ockuperar vertex. De tre dipolmomenten, motsvarande NH-bindningar, är orienterade i samma riktning. I dem, är δ- beläget i N, och δ + i H. Således bindningarna är: N ^δ- -H ^{δ +} .

Dessa dipolmoment, molekylens asymmetri och det fria paret av elektroner på kväve, gör ammoniak till en mycket polär molekyl.

Makromolekyler med heteroatomer

När molekylerna är mycket stora är det inte längre säkert att klassificera dem som apolära eller polära själva. 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 amfifatikmedel. Eftersom den apolära delen kan betraktas som elektronfattig i förhållande till den polära delen, finns det en polaritet närvarande i strukturen, och amfifila föreningar anses vara polära föreningar.

En makromolekyl med heteroatomer kan i allmänhet förväntas ha dipolmoment, och därmed kemisk polaritet.

Heteroatomer förstås vara de som skiljer sig från de som utgör strukturen i strukturen. Exempelvis är kolskelettet biologiskt sett den viktigaste av alla, och den atom med vilken kol bildar en bindning (förutom väte) kallas ett heteroatom.

referenser

1. Whitten, Davis, Peck & Stanley. (2008). Kemi. (8: e upplagan). CENGAGE Learning.
2. Professor Krishnan. (2007). Polära och icke-polära föreningar. St. Louis Community College. Återställs från: users.stlcc.edu
3. Murmson, Serm. (14 mars 2018). Hur man förklarar polaritet. Sciencing. Återställd från: sciencing.com
4. Helmenstine, Anne Marie, Ph.D. (05 december 2018). Polar Bond Definition och exempel (Polar Covalent Bond). Återställd från: thoughtco.com
5. Wikipedia. (2019). Kemisk polaritet. Återställd från: en.wikipedia.org
6. Quimitube. (2012). Kovalent bindning: bindningspolaritet och molekylär polaritet. Återställd från: quimitube.com