Polarne (kemijske) polarne molekule i primjeri



kemijski polaritet to je svojstvo koje karakterizira prisutnost izražene heterogene raspodjele elektronskih gustoća u molekuli. U svojoj strukturi, dakle, postoje regije negativno nabijene (δ-), a druge pozitivno nabijene (δ +), stvarajući dipolarni moment.

Dipolni moment (μ) veze je oblik izražavanja polariteta molekule. Obično je predstavljen kao vektor čije se podrijetlo nalazi u opterećenju (+), a njegov se kraj nalazi u opterećenju (-), iako ga neke kemikalije predstavljaju inverzno.

U gornjoj slici prikazana je karta elektrostatičkog potencijala za vodu, H2O. Crvenkasta regija (atom kisika) odgovara većoj elektronskoj gustoći, a osim toga može se vidjeti da se ističe na plavim područjima (atomima vodika)..

Budući da je distribucija te elektronske gustoće heterogena, kaže se da postoji pozitivan i negativan pol. Zato govorimo o kemijskom 'polaritetu', i za sada dipolarnom.

indeks

  • 1 dipolarni trenutak
    • 1.1 Asimetrija u molekuli vode
  • 2 Polarne molekule
  • 3 Primjeri
    • 3.1 SO2
    • 3,2 CHC13
    • 3,3 HF
    • 3,4 NH3
    • 3.5 Makromolekule s heteroatomima
  • 4 Reference

Dipolarni moment

Dipolni moment μ definiran je sljedećom jednadžbom:

μ = δ ·d

Gdje je δ električni naboj svakog pola, pozitivan (+ δ) ili negativan (δ), i d  je udaljenost između njih.

Dipolni moment se obično izražava u debye, predstavlja simbol D. Kulon metar iznosi 2,998 · 1029 D.

Vrijednost dipolnog momenta veze između dva različita atoma je u odnosu na razliku elektronegativnosti atoma koji tvore vezu.

Da bi molekula bila polarna, nije dovoljno imati polarne veze u njezinoj strukturi, već mora imati i asimetričnu geometriju; na takav način, da spriječava dipolarne trenutke da se međusobno vektorski ponište.

Asimetrija u molekuli vode

Molekula vode ima dvije O-H veze. Geometrija molekule je kutna, tj. Oblika "V"; tako da se dipolni momenti veza ne poništavaju jedni druge, ali se suma njih odvija usmjeravajući na atom kisika.

Karta elektrostatskog potencijala za H2Ili odrazite ovo.

Ako se promatra kutna molekula H-O-H, može se pojaviti sljedeće pitanje: je li doista asimetrična? Ako se zamišljena osa prati kroz atom kisika, molekula će biti podijeljena na dvije jednake polovice: H-O | O-H.

Ali to nije tako ako je imaginarna os vodoravna. Kada ova os sada ponovno dijeli molekulu na dvije polovice, ona će imati atom kisika na jednoj strani, a na drugoj dva atoma vodika..

Već za to je prividna simetrija H2Ili prestaje postojati i stoga se smatra asimetričnom molekulom.

Polarne molekule

Polarne molekule moraju biti u skladu s nizom karakteristika, kao što su:

-Distribucija električnih naboja u molekularnoj strukturi je asimetrična.

-Oni su obično topljivi u vodi. To je zato što polarne molekule mogu stupiti u interakciju s dipol-dipolnim silama, gdje je voda karakterizirana velikim dipolnim momentom.

Osim toga, dielektrična konstanta je vrlo visoka (78,5), što joj omogućuje da održava odvojene električne naboje povećavajući njegovu topljivost.

-Općenito, polarne molekule imaju visoke točke vrenja i tališta.

Te sile tvore interakcija dipol-dipol, disperzivne sile Londona i stvaranje vodikovih mostova.

-Zbog električnog naboja polarne molekule mogu provesti električnu energiju.

Primjeri

SW2

Sumpor dioksid (SO)2). Kisik ima elektronegativnost od 3,44, dok je elektronegativnost sumpora 2,58. Stoga je kisik elektronegativniji od sumpora. Postoje dvije veze S = O, O s nabojem δ- i S naboja δ+.

Kao kutna molekula sa S na vrhu, dva dipolarna momenta su orijentirana u istom smjeru; i zbog toga se zbrajaju, stvarajući molekulu SO2 biti polarni.

kloroform3

Kloroform (HCCl3). Postoji C-H veza i tri C-Cl veze.

Elektronegativnost C je 2,55, a elektronegativnost H je 2,2. Prema tome, ugljik je elektronegativniji od vodika; i dakle, dipolni moment će biti orijentiran od H (8 +) do C (8-): Cδ--Hδ+.

U slučaju C-Cl veza, C ima elektronegativnost od 2,55, dok Cl ima elektronegativnost od 3,16. Dipolni vektor ili dipolni moment orijentiran je od C do Cl u tri C veze δ+-cl δ-.

Imajući siromašnu regiju elektrona, oko atoma vodika i regiju bogatu elektronima sastavljenu od tri atoma klora, CHCl3 Smatra se polarnom molekulom.

HF

Vodikov fluorid ima jednu H-F vezu. Elektronegativnost H je 2,22, a elektronegativnost F je 3,98. Prema tome, fluor završava s najvećom gustoćom elektrona, a veza između oba atoma najbolje se opisuje kao: Hδ+-Fδ-.

NH3

Amonijak (NH3) ima tri N-H veze. Elektronegativnost N je 3,06, a elektronegativnost H je 2,22. U tri veze elektronička gustoća usmjerena je prema dušiku, što je još veće zbog prisutnosti para slobodnih elektrona.

Molekula NH3 ona je tetraedarska, s atomom N koji zauzima vrh. Tri dipolna momenta, koja odgovaraju N-H vezama, orijentirana su u istom smjeru. U njima se δ- nalazi u N, a δ + u H. Tako su veze: Nδ--Hδ+.

Ovi dipolarni momenti, asimetrija molekule i slobodni par elektrona na dušiku čine amonijak visoko polarnom molekulom.

Makromolekule s heteroatomima

Kada su molekule vrlo velike, više ih nije točno klasificirati kao nepolarne ili polarne. To je zbog toga što mogu postojati dijelovi njegove strukture s apolarnim (hidrofobnim) i polarnim (hidrofilnim) značajkama.

Ove vrste spojeva poznate su kao amfipili ili amfipati. Budući da se nepolarni dio može smatrati siromašnim elektronima u odnosu na polarni dio, postoji polaritet prisutan u strukturi, a amfifilni spojevi se smatraju polarnim spojevima..

Općenito se može očekivati ​​da makromolekule s heteroatomima imaju dipolne momente, a uz to i kemijsku polarnost..

Heteroatomi se smatraju onima koji se razlikuju od onih koji čine kostur strukture. Na primjer, ugljikov kostur je biološki najvažniji od svega, a atom s kojim tvori ugljik (uz vodik), naziva se heteroatom..

reference

  1. Whitten, Davis, Peck & Stanley. (2008). Kemija. (8. izdanje). CENGAGE Učenje.
  2. Prof. Krishnan. (2007). Polarni i nepolarni spojevi. St. Louis Community College. Preuzeto s: users.stlcc.edu
  3. Murmson, Serm. (14. ožujka 2018.) Kako objasniti polaritet. Sciencing. Preuzeto s: sciencing.com
  4. Helmenstine, Anne Marie, Ph.D. (5. prosinca 2018.) Definicija polarnih veza i primjeri (Polar Kovalent Bond). Preuzeto s: thoughtco.com
  5. Wikipedia. (2019). Kemijski polaritet. Preuzeto s: en.wikipedia.org
  6. Quimitube. (2012). Kovalentna veza: polaritet veze i molekularni polaritet. Preuzeto s: quimitube.com