Polární molekuly a příklady



chemická polarita je to vlastnost, která je charakterizována přítomností výrazné heterogenní distribuce elektronických hustot v molekule. V jeho struktuře, proto, tam jsou oblasti záporně nabité (? -), a jiní pozitivně nabití (? +), Tvořit dipolární moment \ t.

Dipólový moment (μ) spoje je formou vyjádření polarity molekuly. To je obvykle reprezentováno jako vektor jehož původ je nalezený v zatížení (+) a jeho konec je lokalizován v zatížení (-), ačkoli některé chemikálie reprezentují to v opačném směru \ t.

V horním obrázku je mapa elektrostatického potenciálu vody, H2O. Načervenalá oblast (atom kyslíku) odpovídá oblasti s vyšší elektronickou hustotou a navíc je vidět, že se vyznačuje modrými oblastmi (atomy vodíku).

Protože distribuce této elektronické hustoty je heterogenní, říká se, že existuje kladný a záporný pól. To je důvod, proč mluvíme o chemické polaritě a momentálně dipolární.

Index

  • 1 dipolární moment
    • 1.1 Asymetrie molekuly vody
  • 2 Polární molekuly
  • 3 Příklady
    • 3.1 SO2
    • 3,2 CHC13
    • 3,3 HF
    • 3,4 NH3
    • 3.5 Makromolekuly s heteroatomy
  • 4 Odkazy

Polární moment

Dipólový moment μ je definován následující rovnicí:

μ = δ ·d

Kde δ je elektrický náboj každého pólu, pozitivní (+ δ) nebo negativní (-δ), a d  je vzdálenost mezi nimi.

Dipólový moment je obvykle vyjádřen v debye, reprezentovaný symbolem D. A coulomb metr se rovná 2,998 · 1029 D.

Hodnota dipólového momentu vazby mezi dvěma různými atomy je ve vztahu k rozdílu elektronegativit atomů, které tvoří vazbu.

Aby byla molekula polární, nestačí mít ve své struktuře polární vazby, ale musí mít také asymetrickou geometrii; takovým způsobem, že brání dipolárním momentům, aby se navzájem vektorově zrušily.

Asymetrie ve molekule vody

Molekula vody má dvě vazby O-H. Geometrie molekuly je hranatá, to je, s “V” tvarem; tak, aby se dipólové momenty vazeb navzájem nezrušovaly, ale jejich součet se projevuje na atomu kyslíku.

Mapa elektrostatického potenciálu pro H2Nebo to odráží.

Pokud je pozorována úhlová molekula H-O-H, může vyvstat následující otázka: je skutečně asymetrická? Pokud je imaginární osa sledována přes atom kyslíku, molekula bude rozdělena na dvě stejné poloviny: H-O | O-H.

Ale není to tak, pokud je imaginární osa horizontální. Když tato osa nyní opět rozdělí molekulu na dvě poloviny, bude mít na jedné straně atom kyslíku a na druhém dva atomy vodíku..

Již pro tuto zdánlivou symetrii H2Nebo přestane existovat, a proto se považuje za asymetrickou molekulu.

Polární molekuly

Polární molekuly musí splňovat řadu charakteristik, jako jsou:

-Distribuce elektrických nábojů v molekulární struktuře je asymetrická.

-Obvykle jsou rozpustné ve vodě. Je to proto, že polární molekuly mohou interagovat dipólovými a dipólovými silami, kde se voda vyznačuje velkým dipólovým momentem.

Navíc je jeho dielektrická konstanta velmi vysoká (78,5), což jí umožňuje udržovat oddělené elektrické náboje zvyšující jeho rozpustnost.

-Obecně mají polární molekuly vysoké teploty varu a tání.

Tyto síly jsou tvořeny interakcí dipól-dipól, disperzní síly Londýna a vytváření vodíkových mostů.

-Díky elektrickému náboji mohou polární molekuly vést elektřinu.

Příklady

SO2

Oxid siřičitý (SO)2). Kyslík má elektronegativitu 3.44, zatímco elektronegativita síry je 2.58. Proto je kyslík více elektronegativní než síra. Existují dvě vazby S = O, přičemž O má náboj δ- a náboj S δ+.

Být úhlová molekula s S u vrcholu, dva dipolární momenty jsou orientovány ve stejném směru; a proto, oni se sčítají, dělat SO molekulu2 být polární.

CHCI3

Chloroform (HCCl3). Tam je C-H spojení a tři C-Cl spojení.

Elektronegativita C je 2,55 a elektronegativita H je 2,2. Uhlík je tedy více elektronegativní než vodík; a proto bude dipólový moment orientován z H (8 +) na C (5-): Cδ--Hδ+.

V případě C-Cl vazeb, C má electronegativity 2.55, zatímco Cl má electronegativity 3.16. Dipolový vektor nebo dipólový moment je orientován z C do Cl ve třech C vazbách δ+-Cl δ-.

Mít chudou oblast elektronů, kolem atomu vodíku, a elektron-bohatá oblast tvořená tří atomů chloru, CHCl \ t3 To je považováno za polární molekulu.

HF

Fluorovodík má jednu H-F vazbu. Elektronegativita H je 2,22 a elektronegativita F je 3,98. Proto fluor končí s nejvyšší hustotou elektronů a vazba mezi oběma atomy je nejlépe popsána jako: Hδ+-Fδ-.

NH3

Amoniak (NH)3) má tři N-H vazby. Elektronegativita N je 3,06 a elektronegativita H je 2,22. Ve třech článcích je elektronická hustota orientována na dusík, což je ještě větší přítomností dvojice volných elektronů.

NH molekula3 to je tetrahedral, s atomem N zabírat vrchol. Tři dipólové momenty, odpovídající N-H článkům, jsou orientovány ve stejném směru. V nich, δ- je lokalizován v N, a? + V H. Tak, odkazy jsou: Nδ--Hδ+.

Tyto dipolární momenty, asymetrie molekuly a volný pár elektronů na dusíku, činí amoniak vysoce polární molekulou.

Makromolekuly s heteroatomy

Když jsou molekuly velmi velké, není přesnější je klasifikovat jako nepolární nebo polární. Je to proto, že mohou existovat části jeho struktury s nepolárními (hydrofobními) i polárními (hydrofilními) vlastnostmi.

Tyto typy sloučenin jsou známé jako amfifily nebo amfipatické. Protože apolární část může být zvažována chudá v elektronech s ohledem na polární část, tam je polarita přítomná ve struktuře a amphiphilic sloučeniny jsou považovány za polární sloučeniny \ t.

Obecně lze očekávat, že makromolekula s heteroatomy má dipólové momenty as ní i chemickou polaritu.

Heteroatomy jsou ty, které se liší od těch, které tvoří kostru struktury. Například, uhlíková kostra je biologicky nejdůležitější ze všech a atom, se kterým tvoří uhlík (kromě vodíku), se nazývá heteroatom..

Odkazy

  1. Whitten, Davis, Peck & Stanley. (2008). Chemie (8. vydání). CENGAGE Učení.
  2. Krishnan. (2007). Polární a nepolární sloučeniny. St. Louis společenská vysoká škola. Zdroj: user.stlcc.edu
  3. Murmson, Serme. (14. března 2018). Jak vysvětlit polaritu. Sciencing. Zdroj: sciencing.com
  4. Helmenstine, Anne Marie, Ph.D. (5. prosince 2018). Definice polárních vazeb a příklady (polární kovalentní vazba). Citováno z: thoughtco.com
  5. Wikipedia. (2019). Chemická polarita. Zdroj: en.wikipedia.org
  6. Quimitube (2012). Kovalentní vazba: polarita vazby a molekulární polarita. Zdroj: quimitube.com