POLARITA (CHÉMIA): POLÁRNE MOLEKULY A PRÍKLADY - CHÉMIA

Polárna molekula je vlastnosť charakteristická prítomnosťou označeného heterogénne rozloženie elektrónových hustôt v molekule. V jeho štruktúre teda existujú záporne nabité oblasti (5) a ďalšie pozitívne nabité (5), ktoré generujú dipólový moment.

Dipólový moment (u) väzby je formou vyjadrenia polarity molekuly. Zvyčajne je reprezentovaný ako vektor, ktorého pôvod je v náboji (+) a jeho koniec sa nachádza v náboji (-), hoci niektorí chemici ho reprezentujú inverzne.

Mapa elektrostatického potenciálu pre molekulu vody. Zdroj: Benjah-bmm27 prostredníctvom Wikipédie.

Horný obrázok ukazuje elektrostatického potenciálu mapa pre vodu, H ₂ O. červenkastého oblasť (atóm kyslíka) zodpovedá ten s najvyššou hustotou elektrónov, a to môže byť tiež vidieť, že tento vyčnieva na modrej oblasti (vodíkové atómy ).

Pretože distribúcia uvedenej elektrónovej hustoty je heterogénna, hovorí sa, že existuje pozitívny a negatívny pól. Preto hovoríme o chemickej „polarite“ a dipólovom momente.

Dipólového momentu

Dipólový moment µ je definovaný nasledujúcou rovnicou:

u = 8d

Kde δ je elektrický náboj každého pólu, kladný (+ δ) alebo záporný (–δ), a d je vzdialenosť medzi nimi.

Dipólový moment sa zvyčajne vyjadruje v debye, predstavovanom symbolom D. Jeden coulomb · meter sa rovná 2.998 · 10 ²⁹ D.

Hodnota dipólového momentu väzby medzi dvoma rôznymi atómami je vo vzťahu k rozdielu v elektronegativite atómov, ktoré tvoria väzbu.

Aby bola molekula polárna, nestačí mať polárne väzby vo svojej štruktúre, ale musí mať aj asymetrickú geometriu; takým spôsobom, že zabráni vzájomnému rušeniu dvojpólových momentov.

Asymetria v molekule vody

Molekula vody má dve OH väzby. Geometria molekuly je uhlová, to znamená v tvare "V"; preto sa dipólové momenty väzieb navzájom nezrušia, ale skôr sa vytvorí ich súčet smerujúci k atómu kyslíka.

Elektrostatický potenciál mapa pre H ₂ O odráža toto.

Ak sa pozoruje uhlová molekula HOH, môže sa objaviť nasledujúca otázka: je skutočne asymetrická? Ak je imaginárna os nakreslená atómom kyslíka, molekula sa rozdelí na dve rovnaké polovice: HOOH.

Nie je to však tak, ak je imaginárna os vodorovná. Keď táto os teraz rozdelí molekulu späť na dve polovice, budete mať atóm kyslíka na jednej strane a dva atómy vodíka na druhej strane.

Z tohto dôvodu je zrejmé, symetria H ₂ O prestane existovať, a preto je považovaný za asymetrická molekula.

Polárne molekuly

Polárne molekuly musia spĺňať celý rad charakteristík, ako napríklad:

- Rozdelenie elektrických nábojov v molekulárnej štruktúre je asymetrické.

-Oni sú zvyčajne rozpustné vo vode. Je to tak preto, že polárne molekuly môžu interagovať pomocou dipól-dipólových síl, kde je voda charakterizovaná tým, že má veľký dipólový moment.

Okrem toho je jeho dielektrická konštanta veľmi vysoká (78,5), čo jej umožňuje udržiavať elektrické náboje oddelené, čo zvyšuje jeho rozpustnosť.

- Vo všeobecnosti majú polárne molekuly vysoké teploty varu a topenia.

Tieto sily sú tvorené interakciou dipól-dipól, londýnskymi disperznými silami a tvorbou vodíkových väzieb.

- V dôsledku elektrického náboja môžu polárne molekuly viesť elektrinu.

Príklady

SW

Oxid siričitý (SO ₂ ). Kyslík má elektrolytickú aktivitu 3,44, zatiaľ čo elektrónová aktivita síry je 2,58. Preto je kyslík elektronegatívnejší ako síra. Existujú dve väzby S = O, pričom O má náboj ô a S má náboj ô +.

Pretože je to uhlová molekula so S vo vrchole, dva dipólové momenty sú orientované rovnakým smerom; a preto, že sa sčítajú, takže SO ₂ molekula polárne.

CHCEM

Chloroform (HCCl ₃ ). Existuje jedna väzba CH a tri väzby C-Cl.

Elektronická aktivita C je 2,55 a elektronová aktivita H je 2,2. Uhlík je teda viac elektronegatívny ako vodík; a preto je dipólový moment bude orientovaný z H (δ +) smerom k C (δ-): C ^δ- H ^{δ +} .

V prípade väzieb C-Cl má C elektronegativitu 2,55, zatiaľ čo Cl má elektronegativitu 3,16. Dipól vektora alebo dipólový moment je orientovaný od C do Cl v troch C ^{δ +} Cl ^δ- väzieb .

Pretože existuje elektróny chudobný oblasť okolo atómu vodíka a elektróny bohatý región skladá z troch atómov chlóru, CHCEM ₃ je považovaný za polárny molekuly.

HF

Fluorovodík má iba jednu väzbu HF. Elektronická aktivita H je 2,22 a elektronická aktivita F je 3,98. Z tohto dôvodu, fluóru skončí s najvyššou hustotou elektrónov, a väzba medzi oboma atómami je najlepšie opísať ako: H ^{δ +} -F ^δ- .

NH

Amoniak (NH ₃ ) má tri NH väzby. Elektronická aktivita N je 3,06 a elektronová aktivita H je 2,22. Vo všetkých troch väzbách je hustota elektrónov orientovaná na dusík a je ešte vyššia prítomnosťou dvojice voľných elektrónov.

NH ₃ molekula je štvorboká, s N atómom, ktorý obsadzuje vrchol. Tri dipólové momenty zodpovedajúce väzbám NH sú orientované rovnakým smerom. V nich δ- sa nachádza v N, a δ + v H. To znamená, že väzby sú: N ^δ- -H ^{δ +} .

Tieto dipólové momenty, asymetria molekuly a voľný pár elektrónov na dusíku robia z amoniaku vysoko polárnu molekulu.

Makromolekuly s heteroatómami

Keď sú molekuly veľmi veľké, už nie je isté klasifikovať ich ako nepolárne alebo polárne samy. Je to tak preto, že môžu existovať časti jej štruktúry s nepolárnymi (hydrofóbnymi) a polárnymi (hydrofilnými) charakteristikami.

Tieto typy zlúčenín sú známe ako amfifily alebo amfipatiká. Pretože nepolárna časť môže byť považovaná za elektrónovo chudobnú v porovnaní s polárnou časťou, v štruktúre je prítomná polarita a amfifilické zlúčeniny sa považujú za polárne zlúčeniny.

Od makromolekuly s heteroatómami sa dá všeobecne očakávať, že majú dipólové momenty, a teda chemickú polaritu.

Heteroatómami sa rozumejú také, ktoré sa líšia od tých, ktoré tvoria kostru štruktúry. Napríklad uhlíková kostra je biologicky najdôležitejšia zo všetkých a atóm, s ktorým uhlík tvorí väzbu (okrem vodíka), sa nazýva heteroatóm.

Referencie

Whitten, Davis, Peck a Stanley. (2008). Chémia. (8. vydanie). CENGAGE Learning.
Krishnan. (2007). Polárne a nepolárne zlúčeniny. Louis Community College. Obnovené z: users.stlcc.edu
Murmson, Serm. (14. marca 2018). Ako vysvetliť polaritu. Sciencing. Obnovené z: sciencing.com
Helmenstine, Anne Marie, Ph.D. (5. decembra 2018). Definícia a príklady polárnych dlhopisov (polárne kovalentné dlhopisy). Získané z: thinkco.com
Wikipedia. (2019). Chemická polarita. Obnovené z: en.wikipedia.org
Quimitube. (2012). Kovalentná väzba: polarita väzby a molekulárna polarita. Obnovené z: quimitube.com

POLARITA (CHÉMIA): POLÁRNE MOLEKULY A PRÍKLADY - CHÉMIA - 2025