Πολικά (χημεία) πολικά μόρια και παραδείγματα



Το χημική πολικότητα είναι μια ιδιότητα που χαρακτηρίζεται από την παρουσία μίας αξιοσημείωτης ετερογενούς κατανομής ηλεκτρονικών πυκνοτήτων σε ένα μόριο. Στη δομή του, επομένως, υπάρχουν περιοχές αρνητικά φορτισμένες (δ-), και άλλες θετικά φορτισμένες (δ +), δημιουργώντας μια διπολική στιγμή.

Η ροπή του διπόλου (μ) του συνδέσμου είναι μια μορφή έκφρασης της πολικότητας ενός μορίου. Συνήθως αντιπροσωπεύεται ως ένας φορέας του οποίου η προέλευση βρίσκεται στο φορτίο (+) και το άκρο του βρίσκεται στο φορτίο (-), αν και μερικές χημικές ουσίες το αναπαριστούν αντίστροφα.

Στην επάνω εικόνα ο χάρτης του ηλεκτροστατικού δυναμικού για το νερό, H2Η κοκκινωπή περιοχή (άτομο οξυγόνου) αντιστοιχεί σε εκείνη με μεγαλύτερη ηλεκτρονική πυκνότητα και επιπλέον μπορεί να φανεί ότι ξεχωρίζει στις μπλε περιοχές (άτομα υδρογόνου).

Δεδομένου ότι η κατανομή αυτής της ηλεκτρονικής πυκνότητας είναι ετερογενής, λέγεται ότι υπάρχει ένας θετικός και ένας αρνητικός πόλος. Αυτός είναι ο λόγος για τον οποίο μιλάμε για χημική «πολικότητα», και προς το παρόν διπολική.

Ευρετήριο

  • 1 διπολική στιγμή
    • 1.1 Ασυμμετρία στο μόριο του νερού
  • 2 Πολικά μόρια
  • 3 Παραδείγματα
    • 3.1 S02
    • 3.2 CHCl3
    • 3.3 HF
    • 3.4 ΝΗ3
    • 3.5 Μακρομόρια με ετεροάτομα
  • 4 Αναφορές

Διπολική στιγμή

Η ροπή διπόλου μ ορίζεται από την ακόλουθη εξίσωση:

μ = δ ·δ

Όπου δ είναι το ηλεκτρικό φορτίο κάθε πόλου, θετικό (+ δ) ή αρνητικό (-δ), και δ  είναι η απόσταση μεταξύ τους.

Η ροπή του διπόλου συνήθως εκφράζεται σε debye, που αντιπροσωπεύεται από το σύμβολο D. Ένας μετρητής coulomb ισούται με 2,998 · 1029 Δ.

Η τιμή της διπολικής ροπής του δεσμού μεταξύ δύο διαφορετικών ατόμων είναι σε σχέση με τη διαφορά των ηλεκτροαρνητικών δυνάμεων των ατόμων που αποτελούν το σύνδεσμο.

Για να είναι ένα μόριο πολικό, δεν αρκεί να υπάρχουν πολικοί σύνδεσμοι στη δομή του, αλλά πρέπει επίσης να έχει μια ασύμμετρη γεωμετρία. με τέτοιο τρόπο, ώστε να εμποδίζει τις διπολικές στιγμές να ακυρώνονται η μία με την άλλη διανυσματικά.

Ασυμμετρία στο μόριο του νερού

Το μόριο του νερού έχει δύο Ο-Η δεσμούς. Η γεωμετρία του μορίου είναι γωνιακή, δηλαδή με σχήμα "V". έτσι ώστε οι διπολικές στιγμές των δεσμών να μην ακυρώνονται η μία την άλλη, αλλά το άθροισμα αυτών λαμβάνει χώρα προς το άτομο οξυγόνου.

Ο χάρτης ηλεκτροστατικού δυναμικού για το Η2Ή αντικατοπτρίζουν αυτό.

Εάν παρατηρηθεί το γωνιακό μόριο H-O-H, μπορεί να προκύψει το ακόλουθο ερώτημα: είναι πραγματικά ασύμμετρο; Αν ένας φανταστικός άξονας εντοπιστεί μέσω του ατόμου οξυγόνου, το μόριο θα χωριστεί σε δύο ίσα μισά: H-O | O-H.

Αλλά, δεν είναι έτσι, αν ο φανταστικός άξονας είναι οριζόντιος. Όταν ο άξονας αυτός τώρα διαιρεί το μόριο πάλι σε δύο μισά, θα έχει το άτομο οξυγόνου στη μία πλευρά και από την άλλη τα δύο άτομα υδρογόνου.

Ήδη γι 'αυτό η φαινομενική συμμετρία του Η2Ή παύει να υπάρχει και επομένως θεωρείται ασύμμετρο μόριο.

Πολικά μόρια

Τα πολικά μόρια πρέπει να πληρούν μια σειρά χαρακτηριστικών, όπως:

-Η κατανομή των ηλεκτρικών φορτίων στη μοριακή δομή είναι ασύμμετρη.

-Συνήθως είναι διαλυτά στο νερό. Αυτό οφείλεται στο ότι τα πολικά μόρια μπορούν να αλληλεπιδρούν με διπολικές δυνάμεις, όπου το νερό χαρακτηρίζεται από μεγάλη διπολική ροπή.

Επιπλέον, η διηλεκτρική σταθερά του είναι πολύ υψηλή (78,5), γεγονός που του επιτρέπει να διατηρεί χωριστά ηλεκτρικά φορτία αυξάνοντας τη διαλυτότητα του.

-Γενικά, τα πολικά μόρια έχουν υψηλά σημεία βρασμού και τήξης.

Αυτές οι δυνάμεις αποτελούνται από το διπολικό διπολικό αλληλεπίδραση, τις διασκορπιστικές δυνάμεις του Λονδίνου και το σχηματισμό γεφυρών υδρογόνου.

-Λόγω του ηλεκτρικού φορτίου, τα πολικά μόρια μπορούν να μεταφέρουν ηλεκτρική ενέργεια.

Παραδείγματα

Έτσι2

Διοξείδιο του θείου (SO)2). Το οξυγόνο έχει ηλεκτραρνητικότητα 3,44, ενώ η ηλεκτροαρνητικότητα του θείου είναι 2,58. Επομένως, το οξυγόνο είναι πιο ηλεκτροαρνητικό από το θείο. Υπάρχουν δύο δεσμοί S = O, το O έχει ένα φορτίο δ- και το S ένα φορτίο δ+.

Όντας ένα γωνιακό μόριο με το S στην κορυφή, οι δύο διπολικές στιγμές προσανατολίζονται προς την ίδια κατεύθυνση. και εξαιτίας αυτού, προστίθενται, κάνοντας το μόριο SO2 να είναι πολική.

CHCl3

Χλωροφόρμιο (HCCl3). Υπάρχει σύνδεσμος C-H και τρεις συνδέσεις C-Cl.

Η ηλεκτρεναγκαστικότητα του C είναι 2,55 και η ηλεκτρεναγκοτητα του Η είναι 2,2. Έτσι, ο άνθρακας είναι περισσότερο ηλεκτροαρνητικός από το υδρογόνο. και επομένως, η διπολική ροπή θα είναι προσανατολισμένη από Η (δ +) έως C (δ-): Cδ--Hδ+.

Στην περίπτωση των δεσμών C-Cl, το C έχει ηλεκτροαρνητικότητα 2,55, ενώ το Cl έχει ηλεκτροαρνητικότητα 3,16. Ο διπολικός φορέας ή η διπολική ροπή είναι προσανατολισμένος από C έως Cl στους τρεις δεσμούς C δ+-Cl δ-.

Έχοντας μια φτωχή περιοχή ηλεκτρονίων, γύρω από το άτομο υδρογόνου, και μια πλούσια σε ηλεκτρόνια περιοχή που αποτελείται από τα τρία άτομα χλωρίου, το CHCl3 Θεωρείται πολικό μόριο.

HF

Το φθοριούχο υδρογόνο έχει έναν μόνο δεσμό H-F. Η ηλεκτροαρνητικότητα του Η είναι 2,22 και η ηλεκτροαρνητικότητα του F είναι 3,98. Επομένως, το φθόριο καταλήγει με την υψηλότερη πυκνότητα ηλεκτρονίων και ο δεσμός μεταξύ των δύο ατόμων περιγράφεται καλύτερα ως: Hδ+-Fδ-.

NH3

Αμμωνία (ΝΗ3) έχει τρεις δεσμούς Ν-Η. Η ηλεκτροαρνητικότητα του Ν είναι 3,06 και η ηλεκτρενατοεκλεκτικότητα του Η είναι 2,22. Στους τρεις συνδέσμους, η ηλεκτρονική πυκνότητα είναι προσανατολισμένη προς το άζωτο, είναι ακόμη μεγαλύτερη από την παρουσία ενός ζεύγους ελεύθερων ηλεκτρονίων.

Το μόριο ΝΗ3 είναι τετραεδρικό, με το άτομο του N να κατέχει την κορυφή. Οι τρεις διπολικές ροπές, που αντιστοιχούν στους συνδέσμους Ν-Η, προσανατολίζονται προς την ίδια κατεύθυνση. Σε αυτά, δ- βρίσκεται στο Ν, και δ + στο Η. Έτσι, οι δεσμοί είναι: Νδ--Hδ+.

Αυτές οι διπολικές στιγμές, η ασυμμετρία του μορίου και το ελεύθερο ζεύγος ηλεκτρονίων στο άζωτο, καθιστούν την αμμωνία ένα πολύ πολικό μόριο.

Μακρομόρια με ετεροάτομα

Όταν τα μόρια είναι πολύ μεγάλα, δεν είναι πλέον ακριβή η ταξινόμησή τους ως απολιθωμένα ή πολικά από μόνα τους. Αυτό οφείλεται στο γεγονός ότι μπορεί να υπάρχουν τμήματα της δομής του με τόσο μη αποστειρωμένα (υδρόφοβα) και πολικά (υδρόφιλα) χαρακτηριστικά.

Αυτοί οι τύποι ενώσεων είναι γνωστοί ως αμφίφιλοι ή αμφιπαθητικοί. Επειδή το απολικό τμήμα μπορεί να θεωρηθεί φτωχό σε ηλεκτρόνια σε σχέση με το πολικό τμήμα, υπάρχει πολικότητα στην δομή και οι αμφιφιλικές ενώσεις θεωρούνται ως πολικές ενώσεις.

Μπορεί γενικά να αναμένεται ότι ένα μακρομόριο με ετεροάτομα έχει στιγμές διπόλης, και με αυτό, χημική πολικότητα.

Τα ετεροάτομα είναι αυτά που είναι διαφορετικά από αυτά που αποτελούν τον σκελετό της δομής. Για παράδειγμα, ο σκελετός άνθρακα είναι βιολογικά ο πιο σημαντικός από όλους και το άτομο με το οποίο σχηματίζει άνθρακα (εκτός από το υδρογόνο), ονομάζεται ετεροάτομο..

Αναφορές

  1. Whitten, Davis, Peck & Stanley. (2008). Χημεία (8η έκδοση). CENGAGE Μάθηση.
  2. Καθηγητής Krishnan. (2007). Πολικές και μη πολικές ενώσεις. St. Louis Community College. Ανακτήθηκε από: users.stlcc.edu
  3. Murmson, Serm. (14 Μαρτίου 2018). Πώς να εξηγήσετε την πολικότητα. Sciencing. Ανακτήθηκε από: sciencing.com
  4. Helmenstine, Anne Marie, Ph.D. (5 Δεκεμβρίου 2018). Ορισμός και Παραδείγματα πολικών δεσμών (Polar Covalent Bond). Ανακτήθηκε από: thoughtco.com
  5. Wikipedia. (2019). Χημική πολικότητα. Ανακτήθηκε από: en.wikipedia.org
  6. Quimitube (2012). Ομοιοπολικός δεσμός: πολικότητα δεσμού και μοριακή πολικότητα. Ανακτήθηκε από: quimitube.com