- Dipola moments
- Asimetrija ūdens molekulā
- Polārās molekulas
- Piemēri
- SW
- CHCl
- HF
- NH
- Makromolekulas ar heteroatomiem
- Atsauces
Ķīmiskā polaritāte ir īpašība, ko raksturo klātbūtne atzīmēta heterogēni izkliedēts elektronu blīvumu molekulā. Tāpēc tās struktūrā ir negatīvi lādēti reģioni (δ-), bet citi ir pozitīvi lādēti (δ +), veidojot dipola momentu.
Saites dipola moments (µ) ir molekulas polaritātes izpausmes forma. Parasti to attēlo kā vektoru, kura izcelsme ir lādiņā (+), un tā gals atrodas lādiņā (-), lai gan daži ķīmiķi to attēlo apgriezti.
Ūdens molekulas elektrostatiskā potenciāla karte. Avots: Benjah-bmm27, izmantojot Wikipedia.
Augšējā attēlā parādīta ūdens elektrostatiskā potenciāla karte H 2 O. Sarkanīgi sarkans reģions (skābekļa atoms) atbilst tam, kuram ir vislielākais elektronu blīvums, un var arī redzēt, ka tas izceļas uz zilajiem reģioniem (ūdeņraža atomi). ).
Tā kā minētā elektronu blīvuma sadalījums ir neviendabīgs, tiek teikts, ka pastāv pozitīvs un negatīvs pols. Tāpēc mēs runājam par ķīmisko “polaritāti” un dipola momentu.
Dipola moments
Dipola momentu µ nosaka ar šādu vienādojumu:
µ = δ · d
Kur δ ir katra pola elektriskais lādiņš, pozitīvs (+ δ) vai negatīvs (–δ), un d ir attālums starp tiem.
Dipola momentu parasti izsaka debijā, ko apzīmē simbols D. Viens kulons · metrs ir vienāds ar 2,998 · 10 29 D.
Divu dažādu atomu saites dipola momenta vērtība ir saistīta ar saiti veidojošo atomu elektronegativitātes atšķirībām.
Lai molekula būtu polāra, tās struktūrā nepietiek ar polārajām saitēm, bet tai jābūt arī asimetriskai ģeometrijai; tādā veidā, lai tas neļautu dipola momentiem vektoriski atcelt viens otru.
Asimetrija ūdens molekulā
Ūdens molekulā ir divas OH saites. Molekulu ģeometrija ir leņķiska, tas ir, veidota kā "V"; tāpēc saišu dipola momenti viens otru neizslēdz, bet drīzāk rodas to summa, kas vērsta uz skābekļa atomu.
Elektrostatiskā potenciāls kartē H 2 O atspoguļo.
Ja tiek novērota leņķiskā molekula HOH, var rasties šāds jautājums: vai tā tiešām ir asimetriska? Ja caur skābekļa atomu tiek novilkta iedomāta ass, molekula sadalīsies divās vienādās daļās: HOOH.
Bet tā nav, ja iedomātā ass ir horizontāla. Kad šī ass tagad sadala molekulu divās daļās, jums vienā pusē būs skābekļa atoms, bet otrā - divi ūdeņraža atomi.
Šī iemesla dēļ šķietamā H 2 O simetrija vairs nepastāv, un tāpēc to uzskata par asimetrisku molekulu.
Polārās molekulas
Polārajām molekulām jāatbilst virknei raksturlielumu, piemēram:
-Elektrisko lādiņu sadalījums molekulārajā struktūrā ir asimetrisks.
-Tās parasti šķīst ūdenī. Tas notiek tāpēc, ka polārās molekulas var mijiedarboties ar dipola-dipola spēkiem, kur ūdenim raksturīgs liels dipola moments.
Turklāt tā dielektriskā konstante ir ļoti augsta (78,5), kas ļauj tai saglabāt elektriskos lādiņus atsevišķi, palielinot tā šķīdību.
-Polāri molekulām ir augsta viršanas un kušanas temperatūra.
Šos spēkus veido dipola-dipola mijiedarbība, Londonas izkliedes spēki un ūdeņraža saišu veidošanās.
-Pēc to elektriskā lādiņa polārās molekulas var vadīt elektrību.
Piemēri
SW
Sēra dioksīds (SO 2 ). Skābekļa elektronegativitāte ir 3,44, bet sēra elektronegativitāte ir 2,58. Tāpēc skābeklis ir vairāk elektronegatīvs nekā sērs. Ir divas S = O saites: O ar δ-lādiņu un S ar δ + lādiņu.
Tā kā tā ir leņķiska molekula ar S virsotnē, divi dipola momenti ir orientēti vienā virzienā; un tāpēc tie saskaita, padarot SO 2 molekulu polāru.
CHCl
Hloroforma (HCCl 3 ). Ir viena CH saite un trīs C-Cl saites.
C elektronegativitāte ir 2,55, un H elektronegativitāte ir 2,2. Tādējādi ogleklis ir vairāk elektronegatīvs nekā ūdeņradis; un tāpēc dipola moments tiks orientēts no H (δ +) uz C (δ-): C δ- -H δ + .
C-Cl saišu gadījumā C elektronegativitāte ir 2,55, savukārt Cl elektronegativitāte ir 3,16. Dipola vektors jeb dipola moments ir orientēts no C līdz Cl trijās C δ + -Cl δ- saitēs .
Kā tur ir elektrons-slikts reģions ap ūdeņraža atoma un elektronu-rich reģions, kas sastāv no trīs hlora atomiem, CHCl 3 tiek uzskatīts par polar molekula.
HF
Fluorūdeņražā ir tikai viena HF saite. H elektronegativitāte ir 2,22, un F elektronegativitāte ir 3,98. Tāpēc fluors nonāk ar vislielāko elektronu blīvumu, un saikne starp abiem atomiem vislabāk tiek aprakstīta šādi: H δ + -F δ- .
NH
Amonjaks (NH 3 ) ir trīs NH saites. N elektronegativitāte ir 3,06, un H elektronegativitāte ir 2,22. Visās trīs saitēs elektronu blīvums ir orientēts uz slāpekli, un tas ir vēl lielāks, ja ir brīvu elektronu pāris.
NH 3 molekula ir tetraedriska, un virsotni aizņem N atoms. Trīs dipola momenti, kas atbilst NH saitēm, ir orientēti tajā pašā virzienā. Tajās δ- atrodas N, un δ + - H. Tādējādi saites ir: N δ- -H δ + .
Šie dipola momenti, molekulas asimetrija un brīvais elektronu pāris uz slāpekļa padara amonjaku par ļoti polāru molekulu.
Makromolekulas ar heteroatomiem
Kad molekulas ir ļoti lielas, vairs nav skaidrs, vai tās klasificēt kā pašas apolārās vai polārās. Tas notiek tāpēc, ka tās struktūrai var būt daļas gan ar apolārām (hidrofobām), gan ar polārām (hidrofilām) īpašībām.
Šos savienojumu veidus sauc par amfifiliem vai amfipātiskiem līdzekļiem. Tā kā apolāro daļu var uzskatīt par elektronu ziņā vāju attiecībā pret polāro daļu, struktūrā ir polaritāte, un amfifīli savienojumi tiek uzskatīti par polāriem savienojumiem.
Makromolekulē ar heteroatomiem parasti var būt dipola momenti un tādējādi ķīmiskā polaritāte.
Ar heteroatomiem saprot tos, kas atšķiras no tiem, kas veido struktūras skeletu. Piemēram, oglekļa skelets ir bioloģiski vissvarīgākais no visiem, un atomu, ar kuru ogleklis veido saiti (papildus ūdeņradim), sauc par heteroatomu.
Atsauces
- Vaitens, Deiviss, Peks un Stenlijs. (2008). Ķīmija. (8. izd.). CENGAGE mācīšanās.
- Prof. Krišjāns. (2007). Polārie un nepolārie savienojumi. Sentluisas kopienas koledža. Atgūts no: users.stlcc.edu
- Murmsons, serms. (2018. gada 14. marts). Kā izskaidrot polaritāti. Zinātne. Atgūts no: sciencing.com
- Helmenstine, Anne Marie, Ph.D. (2018. gada 5. decembris). Polāro obligāciju definīcija un piemēri (Polar Covalent Bond). Atgūts no: domaco.com
- Wikipedia. (2019. gads). Ķīmiskā polaritāte. Atgūts no: en.wikipedia.org
- Quimitube. (2012). Kovalentā saite: saites polaritāte un molekulārā polaritāte. Atgūts no: quimitube.com