Polariteit (chemie) Wat is, definitie, voorbeelden

Wat is chemische polariteit?

De Chemische polariteit Het is een eigenschap die wordt gekenmerkt door de aanwezigheid van een duidelijke heterogene verdeling van elektronische dichtheden in een molecuul. In zijn structuur zijn er daarom negatief geladen gebieden (Δ-), en anderen positief geladen (δ+), waardoor een dipoolmoment wordt gegenereerd.

Het dipoolmoment (µ) van link is een vorm van expressie van de polariteit van een molecuul.  Het wordt meestal weergegeven als een vector waarvan de oorsprong zich in de belasting bevindt (+) en het uiteinde bevindt zich in de belasting (-), hoewel sommige chemicaliën het in omgekeerde wijze vertegenwoordigen.

Elektrostatische potentiële kaart voor het watermolecuul. Bron: Benjah-bmm27 via Wikipedia.

In het bovenste beeld wordt de elektrostatische potentiële kaart voor water weergegeven, h₂OF. Het roodachtige gebied (zuurstofatoom) komt overeen met dat met de hoogste elektronische dichtheid, en het is ook te zien dat het opvalt in de blauwe gebieden (waterstofatomen).

Omdat de verdeling van de genoemde elektronische dichtheid heterogeen is, wordt gezegd dat er een positieve en een negatieve pool is. Daarom praten we over de polariteit van chemische.

Dipolair moment

Het dipoolmoment µ wordt gedefinieerd door de volgende vergelijking:

µ = Δ ·D

Waarbij A elektrische lading van elke pool is, positief (+δ) of negatief (-δ), en D  Het is de afstand tussen hen.

Het dipoolmoment wordt meestal uitgedrukt in Debye, vertegenwoordigd door het symbool D. Een coulomb · metro is gelijk aan 2.998 · 10²⁹ D.

De waarde van het dipoolmoment van het verband tussen twee verschillende atomen is in relatie tot het verschil in elektronegativiteiten van de atomen die de link vormen.

Om een ​​molecuul polair te laten zijn, is het niet voldoende om polaire schakels in zijn structuur te hebben, maar moet ook asymmetrische geometrie hebben; Op zo'n manier, dat voorkomt dat de dipoolmomenten elkaar annuleren.

Kan u van dienst zijn: carbonoïden: elementen, kenmerken en toepassingen

Asymmetrie in het watermolecuul

Het watermolecuul heeft twee O-H-bindingen. De geometrie van het molecuul is hoekig, dat wil zeggen met de vorm van "V"; Dus de dipoolmomenten van de links annuleren elkaar niet, maar de som van hen vindt plaats door te wijzen naar het zuurstofatoom.

De elektrostatische potentiële kaart voor h₂Of weerspiegelen dit.

Als het H-O-H-hoekmolecuul wordt waargenomen, kan de volgende vraag opstaan: is het echt asymmetrisch? Als een denkbeeldige as wordt getrokken die het zuurstofatoom kruist, wordt het molecuul verdeeld in twee gelijke helften: H-O | O-H.

Maar het is niet zo als de denkbeeldige as horizontaal is. Wanneer deze as nu het molecuul opnieuw in twee helften verdeelt, zal het zuurstofatoom zijn enerzijds hebben, en anderzijds de twee waterstofatomen.

Dit is de reden waarom de schijnbare symmetrie van h₂Of houdt op te bestaan, en daarom wordt een asymmetrisch molecuul overwogen.

Polaire moleculen

Polaire moleculen moeten voldoen aan een reeks kenmerken, zoals:

-Verdeling van elektrische ladingen in de moleculaire structuur is asymmetrisch.

-Ze zijn meestal oplosbaar in water. Dit is te wijten tussen polaire moleculen kunnen interageren door dipool-dipolo-krachten, waarbij water wordt gekenmerkt door een groot dipoolmoment.

Bovendien is de diëlektrische constante zeer hoog (78,5), waardoor u afzonderlijke elektrische belastingen kunt behouden, waardoor de oplosbaarheid wordt verhoogd.

-Over het algemeen hebben polaire moleculen hoog kook- en fusiepunten.

Deze krachten worden gevormd door de Dipolo-Dipolo-interactie, de dispersieve krachten van Londen en de vorming van waterstofbruggen.

Kan u dienen: ijzersulfaat (FESO4): wat is, structuur, eigenschappen, synthese

-Vanwege de elektrische lading kunnen polaire moleculen elektriciteit aandrijven.

Voorbeelden

SW₂

Zwaveldioxide (dus₂)). Zuurstof heeft een elektronegativiteit van 3,44, terwijl zwavel -elektronegativiteit 2,58 is. Daarom is zuurstof meer elektronegatief dan zwavel. Er zijn twee links s = o, met de of één lading Δ- en de s a load δ+.

Omdat het een hoekmolecuul is met de S in het hoekpunt, zijn de twee dipoolmomenten in dezelfde richting georiënteerd; En daarom kloppen ze, waardoor het zo molecuul wordt₂ polair zijn.

Chcl₃

Chloroform (HCCL₃)). Er is een C-H-link en drie C-CL-links.

De elektronegativiteit van C is 2,55 en de elektronegativiteit van H is 2.2. Koolstof is dus meer elektronegatief dan waterstof; En daarom zal het dipoolmoment worden georiënteerd van h (δ+) naar de c (Δ-): c^δ--H^δ+.

In het geval van C-CL-verbindingen heeft de C een elektronegativiteit van 2,55, terwijl de CL een elektronegativiteit van 3,16 heeft. Het dipool- of dipoolmoment is georiënteerd van de C naar de CL in de drie C -banden ^δ+-Klet ^δ-.

Wanneer er een slecht gebied van elektronen is, rond het waterstofatoom, en een gebied dat rijk is aan elektronen die bestaat uit de drie chlooratomen, de CHCL₃ Het wordt beschouwd als een polair molecuul.

HF

Waterstoffluoride heeft slechts één H-F-binding. De elektronegativiteit van H is 2,22 en de elektronegativiteit van de F is 3,98. Daarom eindigt fluoride met de grootste elektronische dichtheid, en het verband tussen beide atomen kan het beste worden beschreven als: H^δ+-F^δ-.

Kan u van dienst zijn: aluminiumhydroxide: structuur, eigenschappen, gebruik, risico's

NH₃

De ammoniak (NH₃) heeft drie N-H-links. De elektronegativiteit van de N is 3,06 en de elektronegativiteit van H is 2,22. In de drie bindingen is elektronische dichtheid gericht op stikstof, die nog groter is door de aanwezigheid van een paar vrije elektronen.

Het NH -molecuul₃ Het is tetraëdrisch, met het atoom van n het hoekpunt bezet. De drie dipoolmomenten, die overeenkomen met de N-H-links, zijn in dezelfde richting georiënteerd. In hen bevindt Δ- zich in N en A+ in H. De links zijn dus: n^δ--H^δ+.

Deze dipoolmomenten, de asymmetrie van het molecuul en het elektronenvrije koppel op stikstof, maken de ammoniak een zeer polair molecuul.

Macromoleculen met heteroátomos

Wanneer de moleculen erg groot zijn, is het niet langer nauwkeurig om ze als apolair of polair op zichzelf te classificeren. Dit komt omdat er delen van zijn structuur kunnen zijn met beide apolaire (hydrofoob), zoals polaire (hydrofiele) kenmerken.

Dit soort verbindingen staan ​​bekend als amfiphilos of amfipatisch. Omdat het apolaire deel als slecht kan worden beschouwd in elektronen met betrekking tot het polaire gedeelte, is er een polariteit aanwezig in de structuur en worden amfiprylverbindingen beschouwd als polaire verbindingen.

In het algemeen kan worden verwacht dat een macromolecuul met heteroatomen dipoolmomenten heeft, en daarmee chemische polariteit.

Heteroátomos wordt begrepen door degenen die verschillen van die van het skelet van de structuur. Gedoste skelet is bijvoorbeeld biologisch de belangrijkste van allemaal, en het atoom met wie koolstof (naast waterstof) verbindingen, het wordt heteroátomo genoemd.

Referenties

1. Pool- en niet -polaire verbindingen. Ster. Louis Community College.  Hersteld van: gebruikers.STLCC.Edu
2. Hoe u polariteit uitlegt. Wetenschap. Hersteld van: wetenschap.com