POLARITÁS (KÉMIA): POLÁRIS MOLEKULÁK ÉS PÉLDÁK - KÉMIA - 2025

A kémiai polaritás olyan tulajdonság, amelyet az elektron sűrűségének jelentős, heterogén eloszlása ​​jellemzi a molekulában. Szerkezetében tehát vannak negatív töltésű régiók (δ-), és mások pozitívan töltött régiók (δ +), dipóliás pillanatot generálva.

A kötés dipóli momentuma (µ) a molekula polaritásának kifejezésének egyik formája. Ezt általában olyan vektorként ábrázolják, amelynek eredete a töltésben (+), és vége a töltésben (-) található, bár egyes vegyészek fordítottan ábrázolják.

A vízmolekula elektrosztatikus potenciál térképe. Forrás: Benjah-bmm27 a Wikipedia segítségével.

A felső kép a víz elektrosztatikus potenciál térképét, H ₂ O-t mutatja. A vöröses régió (oxigénatom) megegyezik a legnagyobb elektronsűrűségű területtel, és látható, hogy ez a kék régiókon (hidrogénatomokon) is kiemelkedik.).

Mivel az említett elektronsűrűség eloszlása ​​heterogén, azt mondják, hogy van pozitív és negatív pólus. Ezért beszélünk a kémiai polaritásról és a dipólus pillanatról.

Dipólmomentum

A µ dipól-pillanatot a következő egyenlet határozza meg:

µ = δ · d

Ahol δ az egyes pólusok elektromos töltése, pozitív (+ δ) vagy negatív (–δ), és d a köztük lévő távolság.

A dipól-pillanatot általában debye-ben fejezik ki, amelyet a D szimbólum ábrázol. Egy coulomb · méter megegyezik 2.998 · 10 ²⁹ D.

A két különböző atom közötti kötés dipólusmomentumának értéke a kötést képező atomok elektronegativitások közötti különbségéhez viszonyítva.

Ahhoz, hogy egy molekula poláris legyen, nem elegendő, ha szerkezetében poláris kötések vannak, hanem aszimmetrikus geometriájának is kell lennie; oly módon, hogy megakadályozza a dipól pillanatok vektoros megsemmisítését.

Aszimmetria a vízmolekulában

A vízmolekulának két OH-kötése van. A molekula geometriája szögletes, vagyis "V" alakú; tehát a kötések dipólusmomentumai nem szüntetik meg egymást, hanem ezek összege az oxigénatom felé mutat.

A H ₂ O elektrosztatikus potenciál térképe ezt tükrözi.

Ha megfigyeljük a HOH szögmolekulát, akkor a következő kérdés merülhet fel: valóban aszimmetrikus? Ha egy képzeletbeli tengelyt húzunk át az oxigénatomon, akkor a molekula két egyenlő felre osztódik: HOOH.

De nem az, ha a képzeletbeli tengely vízszintes. Amikor ez a tengely most osztja a molekulát két részre, akkor az egyik oldalán az oxigénatom, a másik oldalon a két hidrogénatom található.

Ezért a H ₂ O látszólagos szimmetriája megszűnik, ezért aszimmetrikus molekulanak tekintik.

Poláris molekulák

A poláris molekuláknak olyan tulajdonságok sorozatának kell megfelelniük, mint például:

-Az elektromos töltések eloszlása ​​a molekuláris szerkezetben aszimmetrikus.

- Általában vízben oldódnak. Ennek oka az, hogy a poláris molekulák kölcsönhatásba léphetnek a dipólus-dipóli erők hatására, ahol a vizet nagy dipóliás momentum jellemzi.

Ezen felül dielektromos állandója nagyon magas (78,5), amely lehetővé teszi az elektromos töltések elkülönülten tartását, növelve az oldhatóságot.

-A poláris molekulák általában magas forráspontú és olvadásponttal rendelkeznek.

Ezeket az erőket a dipól-dipól kölcsönhatás, a londoni diszpergáló erők és a hidrogénkötések képezik.

-A villamos töltésük miatt a poláris molekulák vezethetnek áramot.

Példák

SW

Kén-dioxid (SO ₂). Az oxigén elektronegativitása 3,44, a kén elektronegativitása 2,58. Ezért az oxigén elektronegatívabb, mint a kén. Két S = O kötés létezik, az O δ töltésű és S a δ + töltésű.

Mivel ez egy szögletes molekula, amelynek S csúcsa a csúcson, a két dipóluspont ugyanabba az irányba van orientálva; és ezért összeadódnak, és az SO ₂ molekulát polárissá teszik.

kloroform

Kloroform (HCCl ₃). Van egy CH-kötés és három C-Cl-kötés.

C elektronegativitása 2,55, és H elektronegativitása 2,2. Így a szén elektronegatívabb, mint a hidrogén; tehát a dipól-nyomatékot H (δ +) irányából a C (δ-) irányába kell irányítani: C ^δ- -H ^{δ +}.

C-Cl kötések esetén a C elektronegativitása 2,55, míg Cl elektronegativitása 3,16. A dipólvektor vagy a dipólmomentum C-ről Cl-re van orientálva a három C ^{δ +} -Cl ^δ- kötésben.

Mivel van egy elektron-szegény régió körül a hidrogénatom és egy elektron-gazdag régió alkotja a három klóratom, CHCI ₃ tekinthető egy poláris molekulát.

HF

A hidrogén-fluoridnak csak egy HF-kötése van. H elektronegativitása 2,22, és F elektronegativitása 3,98. Ezért a fluort a legnagyobb elektronsűrűséggel érik el, és a két atom közötti kötés legjobban a következőképpen írható le: H ^{δ +} -F ^δ.

NH

Az ammónia (NH ₃) három NH kötések. N elektronegativitása 3,06, és H elektronegativitása 2,22. Mindhárom kötésben az elektronsűrűség a nitrogén felé irányul, és még nagyobb mennyiségű szabad elektron jelenléte esetén is nagyobb.

Az NH ₃ molekula tetraéderes, az N-atommal elfoglaló vertex. Az NH-kötéseknek megfelelő három dipólmoment ugyanabba az irányba mutat. Ezekben a δ az N-ben és a δ + a H-ban található. Így a kötések: N ^δ- -H ^{δ +}.

Ezek a dipólmomentumok, a molekula aszimmetriája és a nitrogénon kívüli szabad elektronpárok az ammóniát rendkívül poláros molekulavá teszik.

Heteroatomokkal rendelkező makromolekulák

Ha a molekulák nagyon nagyok, már nem biztos, hogy magukat apolárisnak vagy polárosnak osztályozzák. Ennek oka az, hogy szerkezetének lehetnek olyan részei, amelyek mind apoláris (hidrofób), mind poláris (hidrofil) tulajdonságokkal rendelkeznek.

Az ilyen típusú vegyületek amfifilek vagy amfipatikumok. Mivel az apoláris rész a poláris részhez képest elektronszegénynek tekinthető, a szerkezetben polaritás van jelen, és az amfifil vegyületeket poláris vegyületeknek tekintjük.

A heteroatomokkal rendelkező makromolekula általában elvárható, hogy dipólusidejűek legyenek, és ezáltal kémiai polaritásuk legyen.

A heteroatomok alatt azokat értjük, amelyek különböznek azoktól, amelyek a szerkezet vázát alkotják. Például a szénváz a biológiailag a legfontosabb, és azt az atomot, amellyel a szén kötést képez (a hidrogén mellett), heteroatomnak nevezzük.

Irodalom

1. Whitten, Davis, Peck és Stanley. (2008). Kémia. (8. kiadás). CENGAGE Tanulás.
2. Krishnan prof. (2007). Poláris és nem poláros vegyületek. St. Louis Közösségi Főiskola. Helyreállítva: users.stlcc.edu
3. Murmson, szerm. (2018. március 14.). Hogyan magyarázható a polaritás? Sciencing. Helyreállítva: sciencing.com
4. Helmenstine, Anne Marie, Ph.D. (2018. december 05.). Polar Bond meghatározása és példák (Polar Covalent Bond). Helyreállítva: gondolat.com
5. Wikipedia. (2019). Kémiai polaritás. Helyreállítva: en.wikipedia.org
6. Quimitube. (2012). Kovalens kötés: kötési polaritás és molekuláris polaritás. Helyreállítva: quimitube.com