Polárne molekuly a príklady polarity (chémie)



chemická polarita je to vlastnosť, ktorá je charakterizovaná prítomnosťou výraznej heterogénnej distribúcie elektronických hustôt v molekule. Vo svojej štruktúre sú teda oblasti negatívne nabité (δ-) a iné kladne nabité (δ +), ktoré generujú dipolárny moment.

Dipólový moment (μ) väzby je formou vyjadrenia polarity molekuly. Zvyčajne je reprezentovaný ako vektor, ktorého pôvod sa nachádza v záťaži (+) a jeho koniec je umiestnený v záťaži (-), hoci niektoré chemikálie ho reprezentujú inverzným spôsobom.

V hornom obrázku je mapa elektrostatického potenciálu pre vodu, H2O. Načervenalá oblasť (atóm kyslíka) zodpovedá tej, ktorá má väčšiu elektronickú hustotu, a navyše je možné vidieť, že vystupuje na modrých oblastiach (atómy vodíka)..

Keďže distribúcia tejto elektronickej hustoty je heterogénna, hovorí sa, že existuje pozitívny a negatívny pól. Preto hovoríme o chemickej „polarite“ a o momente dipolárnej.

index

  • 1 dipolárny moment
    • 1.1 Asymetria v molekule vody
  • 2 Polárne molekuly
  • 3 Príklady
    • 3.1 SO2
    • 3,2 CHCI3
    • 3,3 HF
    • 3,4 NH3
    • 3.5 Makromolekuly s heteroatómami
  • 4 Odkazy

Polárny moment

Dipólový moment μ je definovaný touto rovnicou: \ t

μ = δ ·d

Kde δ je elektrický náboj každého pólu, kladný (+ δ) alebo záporný (-δ) a d  je vzdialenosť medzi nimi.

Dipólový moment je zvyčajne vyjadrený v debye, reprezentovaný symbolom D. A coulomb meter sa rovná 2,998 · 1029 D.

Hodnota dipólového momentu väzby medzi dvoma rôznymi atómami je vo vzťahu k rozdielu elektronegatívností atómov, ktoré tvoria väzbu.

Aby bola molekula polárna, nestačí mať vo svojej štruktúre polárne väzby, ale musí mať aj asymetrickú geometriu; tak, že bráni dipolárnym momentom, aby sa navzájom vektorovo rušili.

Asymetria v molekule vody

Molekula vody má dve väzby O-H. Geometria molekuly je uhlová, to znamená, že má tvar "V"; tak, že dipólové momenty väzieb sa navzájom nezrušujú, ale ich súčet sa prejavuje na atóme kyslíka.

Mapa elektrostatického potenciálu pre H2Alebo to odrážajte.

Ak je pozorovaná uhlová molekula H-O-H, môže nastať nasledujúca otázka: je skutočne asymetrická? Ak je imaginárna os sledovaná cez atóm kyslíka, molekula bude rozdelená na dve rovnaké polovice: H-O | O-H.

Nie je to však tak, ak je imaginárna os horizontálna. Keď táto os teraz rozdelí molekulu opäť na dve polovice, bude mať na jednej strane atóm kyslíka a na druhom dva atómy vodíka..

Už pre túto zdanlivú symetriu H2Alebo prestáva existovať, a preto sa považuje za asymetrickú molekulu.

Polárne molekuly

Polárne molekuly musia spĺňať rad charakteristík, ako napríklad:

-Distribúcia elektrických nábojov v molekulárnej štruktúre je asymetrická.

-Zvyčajne sú rozpustné vo vode. Je to preto, že polárne molekuly môžu pôsobiť dipólovo-dipólovými silami, kde sa voda vyznačuje veľkým dipólovým momentom.

Okrem toho je jeho dielektrická konštanta veľmi vysoká (78,5), čo jej umožňuje udržiavať oddelené elektrické náboje zvyšujúce jej rozpustnosť.

-Polárne molekuly majú vo všeobecnosti vysoké teploty varu a teploty topenia.

Tieto sily sú tvorené interakciou dipólu-dipólu, disperzných síl Londýna a tvorby vodíkových mostov.

-Vzhľadom na svoj elektrický náboj, polárne molekuly môžu viesť elektrinu.

Príklady

SW2

Oxid siričitý (SO)2). Kyslík má elektronegativitu 3,44, zatiaľ čo elektronegativita síry je 2,58. Preto je kyslík viac elektronegatívny ako síra. Existujú dve väzby S = O, pričom O má náboj δ- a S náboj ô+.

Keďže ide o uhlovú molekulu so S na vrchole, dva dipolárne momenty sú orientované v rovnakom smere; a preto sa sčítajú, čím sa vytvára molekula SO2 byť polárne.

CHCEM3

Chloroform (HCCl3). K dispozícii je C-H prepojenie a tri C-Cl spojenia.

Elektronegativita C je 2,55 a elektronegativita H je 2,2. Uhlík je teda viac elektronegatívny ako vodík; a preto dipólový moment bude orientovaný z H (8 +) na C (5-): Cδ--Hδ+.

V prípade väzieb C-Cl má C elektronegativitu 2,55, zatiaľ čo Cl má elektronegativitu 3,16. Dipólový vektor alebo dipólový moment je orientovaný z C do Cl v troch C väzbách δ+-cl δ-.

S chudobnou oblasťou elektrónov, okolo atómu vodíka a oblasťou bohatou na elektróny tvorenou tromi atómami chlóru, CHCl3 Považuje sa za polárnu molekulu.

HF

Fluorovodík má jednu väzbu H-F. Elektronegativita H je 2,22 a elektronegativita F je 3,98. Preto fluór končí s najvyššou hustotou elektrónov a väzba medzi oboma atómami je najlepšie opísaná ako: Hδ+-Fδ-.

NH3

Amoniak (NH)3) má tri N-H väzby. Elektronegativita N je 3,06 a elektronegativita H je 2,22. V troch spojeniach je elektronická hustota orientovaná na dusík, pričom je ešte väčšia prítomnosťou dvojice voľných elektrónov.

NH molekula3 je tetraedrický, pričom atóm N zaberá vrchol. Tri dipólové momenty, zodpovedajúce N-H väzbám, sú orientované v rovnakom smere. V nich je δ- umiestnené v N, a δ + v H. Teda odkazy sú: Nδ--Hδ+.

Tieto dipolárne momenty, asymetria molekuly a voľný pár elektrónov na dusíku, robia amoniak vysoko polárnou molekulou.

Makromolekuly s heteroatómami

Keď sú molekuly veľmi veľké, už nie je presné ich klasifikovať ako nepolárne alebo polárne. Je to preto, lebo môžu existovať časti jeho štruktúry s nepolárnymi (hydrofóbnymi) a polárnymi (hydrofilnými) vlastnosťami.

Tieto typy zlúčenín sú známe ako amfifily alebo amfipatické. Pretože apolárna časť môže byť považovaná za zlú v elektrónoch vzhľadom na polárnu časť, v štruktúre je prítomná polarita a amfifilné zlúčeniny sú považované za polárne zlúčeniny..

Všeobecne sa dá očakávať, že makromolekula s heteroatómami má dipólové momenty as ním aj chemickú polaritu.

Heteroatómy sú tie, ktoré sú odlišné od tých, ktoré tvoria kostru štruktúry. Napríklad uhlíkový skelet je biologicky najdôležitejší zo všetkých a atóm, s ktorým tvorí uhlík (okrem vodíka), sa nazýva heteroatóm..

referencie

  1. Whitten, Davis, Peck & Stanley. (2008). Chémia. (8. vydanie). CENGAGE Učenie.
  2. Krishnan. (2007). Polárne a nepolárne zlúčeniny. St. Louis Community College. Zdroj: user.stlcc.edu
  3. Murmson, Serm. (14. marca 2018). Ako vysvetliť polaritu. Sciencing. Zdroj: sciencing.com
  4. Helmenstine, Anne Marie, Ph.D. (5. decembra 2018). Definícia polárnych väzieb a príklady (Polar Covalent Bond). Zdroj: thinkco.com
  5. Wikipedia. (2019). Chemická polarita. Zdroj: en.wikipedia.org
  6. Quimitube. (2012). Kovalentná väzba: polarita väzby a molekulová polarita. Zdroj: quimitube.com