POLARITET (KJEMI): POLARE MOLEKYLER OG EKSEMPLER - KJEMI - 2026

Den kjemiske polariteten er en egenskap som er preget av tilstedeværelsen av markert heterogen fordeling av elektrontettheter i et molekyl. I sin struktur er det derfor negativt ladede regioner (δ-), og andre som er positivt ladet (δ +), og genererer et dipolmoment.

Dipolmomentet (µ) av binding er en form for uttrykk for polariteten til et molekyl. Det er vanligvis representert som en vektor hvis opprinnelse er i ladningen (+) og dens ende ligger i ladningen (-), selv om noen kjemikere representerer den omvendt.

Elektrostatisk potensialkart for vannmolekylet. Kilde: Benjah-bmm27 via Wikipedia.

Det øvre bildet viser det elektrostatiske potensialkartet for vann, H ₂ O. Det rødlige området (oksygenatom) tilsvarer det med den høyeste elektrontettheten, og det kan også sees at dette skiller seg ut på de blå regionene (hydrogenatomer ).

Ettersom fordelingen av nevnte elektrontetthet er heterogen, sies det at det er en positiv og negativ pol. Derfor snakker vi om kjemisk 'polaritet' og dipoløyeblikk.

Dipole-øyeblikk

Dipol-momentet µ er definert av følgende ligning:

µ = δ · d

Hvor δ er den elektriske ladningen til hver pol, positiv (+ δ) eller negativ (–δ), og d er avstanden mellom dem.

Dipolmomentet uttrykkes vanligvis i debye, representert med symbolet D. En coulomb · meter er lik 2.998 · 10 ²⁹ D.

Verdien av dipolmomentet til bindingen mellom to forskjellige atomer er i forhold til forskjellen i elektronegativitetene til atomene som danner bindingen.

For at et molekyl skal være polært, er det ikke nok å ha polare bindinger i strukturen, men det må også ha en asymmetrisk geometri; på en slik måte at det forhindrer dipolmomentene fra å vektorisk avbryte hverandre.

Asymmetri i vannmolekylet

Vannmolekylet har to OH-bindinger. Geometrien til molekylet er kantete, det vil si formet som en "V"; Derfor avbryter bindingenes dipolmomenter ikke hverandre, men snarere blir summen av dem produsert og peker mot oksygenatomet.

Det elektrostatiske potensialkartet for H ₂ O gjenspeiler dette.

Hvis det kantete molekylet HOH blir observert, kan følgende spørsmål oppstå: er det virkelig asymmetrisk? Hvis en imaginær akse trekkes gjennom oksygenatom, vil molekylet dele seg i to like halvdeler: HOOH.

Men det er ikke slik hvis den imaginære aksen er horisontal. Når denne aksen nå deler molekylet tilbake i to halvdeler, vil du ha oksygenatom på den ene siden, og de to hydrogenatomene på den andre.

Av denne grunn er den tilsynelatende symmetrien i H ₂ O opphører å eksistere, og det anses derfor et asymmetrisk molekyl.

Polare molekyler

Polare molekyler må oppfylle en rekke egenskaper, for eksempel:

-Distribusjon av elektriske ladninger i molekylstrukturen er asymmetrisk.

-De er vanligvis løselig i vann. Dette er fordi polare molekyler kan samvirke ved dipol-dipol-krefter, der vann er preget av å ha et stort dipol-moment.

I tillegg er dens dielektriske konstant veldig høy (78,5), noe som gjør at den kan holde de elektriske ladningene adskilt og øke løseligheten.

Generelt sett har polare molekyler høye kokepunkt og smeltepunkter.

Disse kreftene utgjøres av dipol-dipol-interaksjonen, London-spredningskreftene og dannelsen av hydrogenbindinger.

- På grunn av deres elektriske ladning kan polare molekyler lede strøm.

eksempler

SW

Svoveldioksid (SO ₂ ). Oksygen har en elektronegativitet på 3,44, mens elektronegativiteten til svovel er 2,58. Derfor er oksygen mer elektronisk enn svovel. Det er to S = O-bindinger, hvor O har en 6-ladning og S har en 5 + ladning.

Fordi det er et vinkelmolekyl med S i toppunktet, er de to dipolmomentene orientert i samme retning; og derfor legger de opp, og gjør SO _2- molekylet polart.

CHC

Kloroform (HCCl ₃ ). Det er én CH-obligasjon og tre C-Cl-obligasjoner.

Elektronegativiteten til C er 2,55, og elektronegativiteten til H er 2,2. Dermed er karbon mer elektronegativt enn hydrogen; og derfor vil dipolmomentet bli orientert fra H (δ +) mot C (δ-): C ^δ- -H ^{δ +} .

Når det gjelder C-Cl-bindinger har C en elektronegativitet på 2,55, mens Cl har en elektronegativitet på 3,16. Dipol-vektor eller dipolmoment er orientert fra C til Cl i de tre C ^{δ +} -Cl ^δ- bindinger .

Siden det er et elektronfattig område rundt hydrogenatomet og et elektronrikt område som består av de tre kloratomene, regnes CHCI ₃ som et polart molekyl.

HF

Hydrogenfluorid har bare en HF-binding. Elektronegativiteten til H er 2,22 og elektronegativiteten til F er 3,98. Derfor ender fluor med den høyeste elektrontettheten, og bindingen mellom begge atomer beskrives best som: H ^{δ +} -F ^δ- .

NH

Ammoniakk (NH ₃ ) har tre NH-bindinger. Elektronegativiteten til N er 3,06 og elektronegativiteten til H er 2,22. I alle tre bindinger er elektrontettheten orientert mot nitrogen, og blir enda høyere ved tilstedeværelsen av et par gratis elektroner.

NH _3- molekylet er tetraedrisk, og N-atomet opptar toppunktet. De tre dipolmomentene, tilsvarende NH-bindinger, er orientert i samme retning. I dem, er δ- lokalisert i N, og δ + i H. Således båndene er: N ^δ- -H ^{δ +} .

Disse dipolmomentene, molekylets asymmetri og det frie elektronparet på nitrogen, gjør ammoniakk til et meget polært molekyl.

Makromolekyler med heteroatomer

Når molekylene er veldig store, er det ikke lenger sikkert å klassifisere dem som apolære eller polare. Dette fordi det kan være deler av strukturen med både apolare (hydrofobe) og polare (hydrofile) egenskaper.

Disse typer forbindelser er kjent som amfifile stoffer eller amfifatiske stoffer. Fordi den apolare delen kan betraktes som elektronfattig i forhold til den polare delen, er det en polaritet til stede i strukturen, og amfifile forbindelser anses å være polare forbindelser.

Et makromolekyl med heteroatomer kan generelt forventes å ha dipolmomenter, og dermed kjemisk polaritet.

Heteroatomer er forstått å være de som er forskjellige fra de som utgjør skjelettet til strukturen. For eksempel er karbonskjelettet biologisk det viktigste av alle, og atomet som karbon danner en binding med (i tillegg til hydrogen) kalles et heteroatom.

referanser

1. Whitten, Davis, Peck & Stanley. (2008). Kjemi. (8. utg.). CENGAGE Læring.
2. Professor Krishnan. (2007). Polare og ikke-polare forbindelser. St. Louis Community College. Gjenopprettet fra: brukere.stlcc.edu
3. Murmson, Serm. (14. mars 2018). Hvordan forklare polaritet. Sciencing. Gjenopprettet fra: sciencing.com
4. Helmenstine, Anne Marie, Ph.D. (05. desember 2018). Polar Bond Definisjon og eksempler (Polar Covalent Bond). Gjenopprettet fra: thoughtco.com
5. Wikipedia. (2019). Kjemisk polaritet. Gjenopprettet fra: en.wikipedia.org
6. Quimitube. (2012). Kovalent binding: bindingspolaritet og molekylær polaritet. Gjenopprettet fra: quimitube.com