Cząsteczki polarne (chemia) i przykłady



The polarność chemiczna jest to właściwość, która charakteryzuje się wyraźnym heterogenicznym rozkładem gęstości elektronicznych w cząsteczce. Zatem w swojej strukturze istnieją obszary naładowane ujemnie (δ-), a inne naładowane dodatnio (δ +), generujące moment dipolarny.

Moment dipolowy (μ) łącza jest formą ekspresji polarności cząsteczki. Zwykle jest reprezentowany jako wektor, którego początek znajduje się w ładunku (+), a jego koniec znajduje się w obciążeniu (-), chociaż niektóre substancje chemiczne reprezentują go w odwrotny sposób.

Na górnym zdjęciu mapa potencjału elektrostatycznego dla wody, H2O. Czerwonawy region (atom tlenu) odpowiada temu o większej gęstości elektronicznej, a ponadto można zauważyć, że wyróżnia się na niebieskich obszarach (atomach wodoru).

Ponieważ rozkład tej gęstości elektronicznej jest niejednorodny, mówi się, że istnieje biegun dodatni i ujemny. Dlatego mówimy o „polaryzacji” chemicznej i na moment dipolarnej.

Indeks

  • 1 moment dipolarny
    • 1.1 Asymetria w cząsteczce wody
  • 2 cząsteczki polarne
  • 3 Przykłady
    • 3.1 SO2
    • 3.2 CHCl3
    • 3.3 HF
    • 3,4 NH3
    • 3.5 Makrocząsteczki z heteroatomami
  • 4 odniesienia

Moment dipolarny

Moment dipolowy μ jest określony przez następujące równanie:

μ = δ ·d

Gdzie δ to ładunek elektryczny każdego bieguna, dodatni (+ δ) lub ujemny (-δ), oraz d  to odległość między nimi.

Moment dipolowy jest zwykle wyrażany w debye, reprezentowany przez symbol D. Miernik kulombowy wynosi 2,998 · 1029 D.

Wartość momentu dipolowego wiązania między dwoma różnymi atomami zależy od różnicy elektroujemności atomów tworzących połączenie.

Aby molekuła była polarna, nie wystarczy mieć w swojej strukturze polarne ogniwa, ale musi także mieć asymetryczną geometrię; w taki sposób, że uniemożliwia dipolarnym chwilom wzajemne anulowanie się.

Asymetria w cząsteczce wody

Cząsteczka wody ma dwa wiązania O-H. Geometria cząsteczki jest kanciasta, to znaczy ma kształt „V”; tak, że momenty dipolowe wiązań nie znoszą się wzajemnie, ale suma ich zachodzi wskazując na atom tlenu.

Mapa potencjału elektrostatycznego dla H2Lub odzwierciedlaj to.

Jeśli zaobserwuje się cząsteczkę kątową H-O-H, może pojawić się następujące pytanie: czy to naprawdę jest asymetryczne? Jeśli wyimaginowana oś jest śledzona przez atom tlenu, cząsteczka zostanie podzielona na dwie równe połowy: H-O | O-H.

Ale tak nie jest, jeśli wyobrażona oś jest pozioma. Kiedy ta oś ponownie podzieli molekułę na dwie połowy, będzie miała atom tlenu po jednej stronie, a po drugiej dwa atomy wodoru.

Już za to widoczna symetria H2Albo przestaje istnieć i dlatego jest uważany za cząsteczkę asymetryczną.

Cząsteczki polarne

Molekuły polarne muszą spełniać szereg cech, takich jak:

-Rozkład ładunków elektrycznych w strukturze molekularnej jest asymetryczny.

-Zwykle są rozpuszczalne w wodzie. Dzieje się tak dlatego, że molekuły polarne mogą oddziaływać przez siły dipol-dipol, gdzie woda charakteryzuje się dużym momentem dipolowym.

Ponadto jego stała dielektryczna jest bardzo wysoka (78,5), co pozwala utrzymać oddzielne ładunki elektryczne, zwiększając jego rozpuszczalność.

-Ogólnie rzecz biorąc, cząsteczki polarne mają wysokie temperatury wrzenia i topnienia.

Siły te stanowią interakcyjny dipol-dipol, rozpraszające siły Londynu i tworzenie mostów wodorowych.

-Ze względu na ładunek elektryczny cząsteczki polarne mogą przewodzić prąd elektryczny.

Przykłady

TAK2

Dwutlenek siarki (SO)2). Tlen ma elektroujemność 3,44, podczas gdy elektroujemność siarki wynosi 2,58. Dlatego tlen jest bardziej elektroujemny niż siarka. Istnieją dwa wiązania S = O, O mające ładunek δ- i ładunek S δ+.

Będąc cząsteczką kątową z S na wierzchołku, dwa momenty dipolarne są zorientowane w tym samym kierunku; z tego powodu sumują się, tworząc cząsteczkę SO2 być polarnym.

CHCl3

Chloroform (HCCl3). Jest łącze C-H i trzy łącza C-Cl.

Elektroujemność C wynosi 2,55, a elektroujemność H wynosi 2,2. Zatem węgiel jest bardziej elektroujemny niż wodór; i dlatego moment dipolowy będzie zorientowany od H (δ +) do C (δ-): Cδ--Hδ+.

W przypadku wiązań C-Cl C ma elektroujemność 2,55, podczas gdy Cl ma elektroujemność 3,16. Wektor dipolowy lub moment dipolowy jest zorientowany od C do Cl w trzech wiązaniach C δ+-Cl δ-.

Mając biedny region elektronów, wokół atomu wodoru i bogaty w elektrony region złożony z trzech atomów chloru, CHCl3 Jest uważany za cząsteczkę polarną.

HF

Fluorowodór ma pojedyncze wiązanie H-F. Elektroujemność H wynosi 2,22, a elektroujemność F wynosi 3,98. Dlatego fluor osiąga najwyższą gęstość elektronów, a wiązanie między obydwoma atomami jest najlepiej opisane jako: Hδ+-Fδ-.

NH3

Amoniak (NH3) ma trzy wiązania N-H. Elektroujemność N wynosi 3,06, a elektroujemność H wynosi 2,22. W trzech ogniwach gęstość elektronowa jest zorientowana w kierunku azotu, a nawet większa dzięki obecności pary wolnych elektronów.

Cząsteczka NH3 jest czworościenny, z atomem N zajmującym wierzchołek. Trzy momenty dipolowe, odpowiadające łączom N-H, są zorientowane w tym samym kierunku. W nich δ- znajduje się w N, a δ + w H. Tak więc są to: Nδ--Hδ+.

Te momenty dipolarne, asymetria cząsteczki i wolna para elektronów na azocie sprawiają, że amoniak jest wysoce polarną cząsteczką.

Makrocząsteczki z heteroatomami

Gdy cząsteczki są bardzo duże, nie jest już dokładne klasyfikowanie ich jako niepolarnych lub polarnych. Dzieje się tak dlatego, że mogą istnieć części jego struktury o charakterystyce zarówno niepolarnej (hydrofobowej) jak i polarnej (hydrofilowej).

Te typy związków są znane jako amfifile lub amfipatyczne. Ponieważ część niepolarną można uznać za słabą w elektronach w stosunku do części polarnej, w strukturze występuje polarność, a związki amfifilowe uważa się za związki polarne.

Ogólnie można oczekiwać, że makrocząsteczka z heteroatomami ma momenty dipolowe, a wraz z nią polaryzację chemiczną.

Przez heteroatomy rozumie się te, które różnią się od tych, które tworzą szkielet struktury. Na przykład szkielet węglowy jest biologicznie najważniejszy ze wszystkich, a atom, z którym tworzy węgiel (oprócz wodoru), nazywany jest heteroatomem..

Referencje

  1. Whitten, Davis, Peck & Stanley. (2008). Chemia (8 wyd.). CENGAGE Learning.
  2. Prof. Krishnan. (2007). Związki polarne i niepolarne. St. Louis Community College. Źródło: users.stlcc.edu
  3. Murmson, Serm. (14 marca 2018 r.). Jak wyjaśnić biegunowość. Nauka. Źródło: sciencing.com
  4. Helmenstine, Anne Marie, Ph.D. (5 grudnia 2018 r.). Definicja i przykłady Polar Bond (Polar Covalent Bond). Źródło: thinkco.com
  5. Wikipedia. (2019). Polaryzacja chemiczna. Źródło: en.wikipedia.org
  6. Quimitube (2012). Wiązanie kowalencyjne: polarność wiązania i polarność molekularna. Źródło: quimitube.com