NAPAISUUS (KEMIA): POLAARISET MOLEKYYLIT JA ESIMERKIT - KEMIA

Poolisuus on ominaisuus, tunnettu siitä, että läsnä on merkitty heterogeeninen jakautuminen elektronitiheydet molekyylissä. Siksi sen rakenteessa on negatiivisesti varautuneita alueita (δ-) ja toisissa positiivisesti varautuneita alueita (δ +), jotka generoivat dipolimomentin.

Sidoksen dipolimomentti (µ) on muoto, joka ilmaisee molekyylin napaisuuden. Sitä kuvataan yleensä vektorina, jonka alkuperä on varauksessa (+) ja sen pää sijaitsee varauksessa (-), vaikka jotkut kemistit edustavat sitä käänteisesti.

Vesimolekyylin sähköstaattinen potentiaalikartta. Lähde: Benjah-bmm27 Wikipedian kautta.

Yläkuva esittää veden sähköstaattista potentiaalikarttaa, H ₂ O. Punertava alue (happiatomi) vastaa aluetta, jolla on suurin elektronitiheys, ja voidaan myös nähdä, että tämä erottuu sinisistä alueista (vetyatomeista)).

Koska mainitun elektronitiheyden jakauma on heterogeeninen, sanotaan, että siinä on positiivinen ja negatiivinen napa. Siksi puhumme kemiallisesta 'napaisuudesta' ja dipolimomentista.

Dipolihetki

Dipolimomentti µ määritetään seuraavalla yhtälöllä:

µ = δd

Missä δ on kunkin navan sähkövaraus, positiivinen (+ δ) tai negatiivinen (–δ), ja d on niiden välinen etäisyys.

Dipolimomentti ilmaistaan yleensä debye-muodossa, jota edustaa symboli D. Yksi coulomb · mittari on yhtä suuri kuin 2.998 · 10 ²⁹ D.

Kahden eri atomin välisen sidoksen dipolimomentin arvo on suhteessa sidoksen muodostavien atomien elektronegatiivisuuksien eroon.

Jotta molekyyli olisi polaarinen, ei riitä, että sen rakenteessa on polaarisia sidoksia, mutta sillä on myös oltava epäsymmetrinen geometria; siten, että se estää dipolimomenttien peruuttamasta vektorisesti toisiaan.

Epäsymmetria vesimolekyylissä

Vesimolekyylillä on kaksi OH-sidosta. Molekyylin geometria on kulma, ts. "V": n muotoinen; siksi sidosten dipolimomentit eivät poista toisiaan, vaan muodostuu pikemminkin niiden summa osoittaen happiatomia kohti.

Sähköstaattinen potentiaali kartan H ₂ O heijastaa tätä.

Jos havaitaan kulmamolekyyli HOH, voi syntyä seuraava kysymys: onko se todella epäsymmetrinen? Jos kuvitteellinen akseli vedetään happiatomin läpi, molekyyli jakautuu kahteen yhtä suureen puolikkaaseen: HOOH.

Mutta niin ei ole, jos kuvitteellinen akseli on vaakasuora. Kun tämä akseli jakaa molekyylin takaisin kahteen puolikkaaseen, sinulla on happiatomi toisella puolella ja kaksi vetyatomia toisella.

Tästä syystä, näennäinen symmetria H ₂ O lakkaa, ja sen vuoksi katsotaan epäsymmetrinen molekyyli.

Polaariset molekyylit

Polaaristen molekyylien on täytettävä sarjan ominaisuuksia, kuten:

- Sähkövarausten jakautuminen molekyylirakenteessa on epäsymmetrinen.

-Ne yleensä liukenevat veteen. Tämä johtuu siitä, että polaariset molekyylit voivat olla vuorovaikutuksessa dipoli-dipoli-voimien kanssa, jolloin vedelle on ominaista suuri dipolimomentti.

Lisäksi sen dielektrisyysvakio on erittäin korkea (78,5), mikä antaa sille mahdollisuuden pitää sähkövaraukset erillään lisäämällä liukoisuuttaan.

- Yleensä polaarimolekyyleillä on korkea kiehumis- ja sulamispiste.

Nämä voimat muodostuvat dipoli-dipoli-vuorovaikutuksesta, Lontoon dispergoivista voimista ja vety sidosten muodostumisesta.

-Polaariset molekyylit voivat sähkövarauksensa vuoksi johtaa sähköä.

esimerkit

SW

Rikkidioksidi (SO ₂). Hapen elektronegatiivisuus on 3,44, kun taas rikin elektronegatiivisuus on 2,58. Siksi happi on enemmän elektronegatiivista kuin rikki. S-O-sidoksia on kaksi, O: lla on δ-varaus ja S: llä δ + varaus.

Koska kyseessä on kulmamolekyyli, jossa S on kärkipisteessä, kaksi dipolimomenttia on suunnattu samaan suuntaan; ja siksi ne täsmää, jolloin SO ₂ -molekyylin polaarinen.

CHCI

Kloroformi (HCCI ₃). On yksi CH-sidos ja kolme C-Cl-sidosta.

C: n elektronegatiivisuus on 2,55 ja H: n elektronegatiivisuus on 2,2. Siten hiili on enemmän elektronegatiivista kuin vety; ja siksi dipolimomentti suunnataan H: stä (δ +) kohti C (δ-): C ^δ- -H ^{δ +}.

C-Cl-sidosten tapauksessa C: n elektronegatiivisuus on 2,55, kun taas Cl: n elektronegatiivisuus on 3,16. Dipoli vektori tai dipolimomentti on suunnattu C: stä Cl kolmen C ^{δ +} -Cl ^δ- sidoksia.

Kuten on elektroneja huono alueen ympärillä vetyatomi ja elektroneja rikas alue koostuu kolmesta klooriatomia, CHCI ₃ pidetään polaarinen molekyyli.

HF

Vetyfluoridilla on vain yksi HF-sidos. H: n elektronegatiivisuus on 2,22 ja F: n elektronegatiivisuus on 3,98. Siksi fluori päätyy suurimmalla elektronitiheydellä, ja sidos molempien atomien välillä kuvataan parhaiten seuraavasti: H ^{δ +} -F ^δ-.

NH

Ammoniakkia (NH ₃) on kolme NH sidoksia. N: n elektronegatiivisuus on 3,06 ja H: n elektronegatiivisuus on 2,22. Kaikissa kolmessa sidoksessa elektronien tiheys on suunnattu typpeä kohti, mikä on vielä suurempi, kun läsnä on paria vapaita elektroneja.

NH ₃ molekyyli on tetraedrinen, sen N-atomin miehittää kärki. Kolme dipolimomenttia, jotka vastaavat NH-sidoksia, on suunnattu samaan suuntaan. Niissä δ- sijaitsee N: ssä ja δ + H: ssä. Siksi sidokset ovat: N ^δ- -H ^{δ +}.

Nämä dipolimomentit, molekyylin epäsymmetria ja typen vapaat elektronit muodostavat ammoniakin erittäin polaariseksi molekyyliksi.

Makromolekyylit, joissa on heteroatomit

Kun molekyylit ovat erittäin suuria, ei ole enää varmaa luokitella niitä itse apolareiksi tai polaarisiksi. Tämä johtuu siitä, että sen rakenteessa voi olla osia, joilla on sekä apolaarisia (hydrofobisia) että polaarisia (hydrofiilisiä) ominaisuuksia.

Tämän tyyppiset yhdisteet tunnetaan amfifiileinä tai amfipaatteina. Koska apolaarista osaa voidaan pitää elektronina huonoina suhteessa polaariseen osaan, rakenteessa on polaarisuus ja amfifiilisiä yhdisteitä pidetään polaarisina yhdisteinä.

Heteroatomien sisältävällä makromolekyylillä voidaan yleensä odottaa olevan dipolimomenteja ja siten kemiallista napaisuutta.

Heteroatomit ymmärretään sellaisiksi, jotka eroavat niistä, jotka muodostavat rakenteen luurankon. Esimerkiksi hiilirunko on biologisesti tärkein kaikista, ja atomia, jonka kanssa hiili muodostaa sidoksen (vedyn lisäksi), kutsutaan heteroatomiksi.

Viitteet

Whitten, Davis, Peck ja Stanley. (2008). Kemia. (8. painos). CENGAGE -oppiminen.
Professori Krishnan. (2007). Polaariset ja ei-polaariset yhdisteet. St. Louis Community College. Palautettu käyttäjältä: käyttäjät.stlcc.edu
Murmson, serm. (14. maaliskuuta 2018). Kuinka selittää napaisuus. Sciencing. Palautettu osoitteesta: sciencing.com
Helmenstine, tohtori Anne Marie (5. joulukuuta 2018). Polaarisen joukkovelkakirjan määritelmä ja esimerkit (polaarinen kovalenttinen joukkovelkakirjalaina). Palautettu osoitteesta: gondo.com
Wikipedia. (2019). Kemiallinen napaisuus. Palautettu osoitteesta: en.wikipedia.org
Quimitube. (2012). Kovalenttinen sidos: sidoksen napaisuus ja molekyylin polaarisuus. Palautettu osoitteesta: quimitube.com

NAPAISUUS (KEMIA): POLAARISET MOLEKYYLIT JA ESIMERKIT - KEMIA - 2026