Poliškumo (chemijos) polinės molekulės ir pavyzdžiai

The cheminis poliškumas tai yra savybė, kuriai būdingas ženklus heterogeninis elektroninio tankio pasiskirstymas molekulėje. Todėl jos struktūroje yra neigiamai įkrautų regionų (δ-), o kiti - teigiamai įkrauti (δ +), generuojantys dipolinį momentą.

Jungties dipolio momentas (μ) yra molekulės poliškumo išraiška. Paprastai ji yra atstovaujama kaip vektorius, kurio kilmė randama apkrovai (+), o jo galas yra apkrovai (-), nors kai kurios cheminės medžiagos jį atstovauja atvirkščiai.

Viršutiniame vaizde - elektrostatinio vandens potencialas, H₂O. Raudonoji sritis (deguonies atomas) atitinka didesnio elektroninio tankio regioną, be to, galima pastebėti, kad jis išsiskiria mėlynuose regionuose (vandenilio atomai).

Kadangi šio elektroninio tankio pasiskirstymas yra nevienalytė, teigiama, kad yra teigiamas ir neigiamas polius. Štai kodėl mes kalbame apie cheminį „poliškumą“ ir šiuo metu dipolinį.

Indeksas

• 1 dipolinis momentas
  • 1.1 Vandens molekulės asimetrija
• 2 Poliarinės molekulės
• 3 Pavyzdžiai
  • 3.1 SO2
  • 3,2 CHCl3
  • 3.3 HF
  • 3.4 NH3
  • 3.5 Makromolekulės su heteroatomais
• 4 Nuorodos

Dipolinis momentas

Dipolio momentas μ apibrėžiamas pagal šią lygtį:

μ = δ ·d

Kur δ yra kiekvieno poliaus, teigiamo (+ δ) arba neigiamo (-δ), elektros įkrova, ir d  yra atstumas tarp jų.

Dipolio momentas paprastai išreiškiamas debečiu, simboliu D. Simbolis yra 2 998 · 10²⁹ D.

Ryšio tarp dviejų skirtingų atomų dipolio momento vertė yra susijusi su atomų, sudarančių nuorodą, elektronegatyvumo skirtumu.

Kad molekulė būtų polinė, jos struktūroje nėra pakankamai polinių ryšių, tačiau ji taip pat turi turėti asimetrinę geometriją; tokiu būdu, kad jis neleidžia dipoliniams momentams atšaukti vienas kito vektorinio.

Asimetrija vandens molekulėje

Vandens molekulėje yra dvi O-H obligacijos. Molekulės geometrija yra kampinė, ty su „V“ forma; taip, kad obligacijų dipolio momentai nepanaikintų vienas kito, bet jų suma vyksta nukreipiant į deguonies atomą.

H elektrostatinio potencialo žemėlapis₂Arba tai atspindi.

Jei stebima kampinė molekulė H-O-H, gali kilti toks klausimas: ar tai tikrai asimetrinė? Jei per deguonies atomą atsekti vaizdinę ašį, molekulė bus padalyta į dvi lygias dalis: H-O | O-H.

Bet tai ne taip, jei įsivaizduojama ašis yra horizontali. Kai ši ašis vėl padalija molekulę į dvi dalis, vienoje pusėje bus deguonies atomas, o kitose - du vandenilio atomai..

Jau tai matoma H simetrija₂Arba ji nustoja egzistuoti, todėl laikoma asimetrine molekule.

Poliarinės molekulės

Poliarinės molekulės turi atitikti keletą charakteristikų, tokių kaip:

-Elektrinių krūvių pasiskirstymas molekulinėje struktūroje yra asimetriškas.

-Jie paprastai tirpsta vandenyje. Taip yra todėl, kad poliarinės molekulės gali sąveikauti dipolio-dipolio jėgomis, kur vandeniui būdingas didelis dipolio momentas.

Be to, jos dielektrinė konstanta yra labai didelė (78,5), kuri leidžia išlaikyti atskirus elektros krūvius, didinančius jo tirpumą.

-Paprastai poliarinės molekulės turi aukštą virimo ir lydymosi tašką.

Šias jėgas sudaro dipolio-dipolio, Londono dispersijos jėgų ir vandenilio tiltų susidarymo sąveika.

-Dėl savo elektros įkrovos poliarinės molekulės gali valdyti elektros energiją.

Pavyzdžiai

SO₂

Sieros dioksidas (SO)₂). Deguonies elektronegatyvumas yra 3,44, o sieros elektronegatyvumas yra 2,58. Todėl deguonis yra labiau elektroninis, nei siera. Yra dvi S = O, o O turi įkrovą δ-, o S - įkrovą δ+.

Būdama kampine molekulė su S viršūnėje, du dipoliniai momentai yra orientuoti ta pačia kryptimi; ir dėl to jie prisideda prie SO molekulės₂ būkite poliniai.

CHCl₃

Chloroformas (HCCl)₃). Yra C-H nuoroda ir trys C-Cl nuorodos.

C elektronų elektroniškumas yra 2,55, o H - elektroninis elektroniškumas 2.2. Taigi anglis yra labiau elektroninė nei vandenilis; ir todėl dipolio momentas bus orientuotas iš H (δ +) į C (δ-): C^δ--H^δ+.

C-Cl ryšių atveju, C yra elektroninis elektroninis 2,55, o Cl elektroninis pranašumas yra 3,16. Dipolinis vektorius arba dipolio momentas yra orientuotas nuo C iki Cl trijose C jungtyse ^δ+-Cl ^δ-.

Turintis prastą elektronų regioną aplink vandenilio atomą ir elektronų turtingą regioną, sudarytą iš trijų chloro atomų, CHCl₃ Tai laikoma poline molekule.

HF

Vandenilio fluoridas turi vieną H-F ryšį. H elektronų elektroniškumas yra 2.22, o F elektroninis pranašumas yra 3,98. Todėl fluoras pasiekia didžiausią elektronų tankį, o ryšys tarp abiejų atomų geriausiai apibūdinamas kaip: H^δ+-F^δ-.

NH₃

Amoniakas (NH₃) turi tris N-H obligacijas. N elektronų elektroniškumas yra 3,06, o H elektronų elektroniškumas yra 2.22. Trijose sąsajose elektroninis tankis yra orientuotas į azotą ir yra dar didesnis dėl laisvų elektronų poros.

NH molekulė₃ tai yra tetraedrinė, o N atomas užima viršūnę. Trys dipolio momentai, atitinkantys N-H jungtis, yra orientuoti ta pačia kryptimi. Juose δ- yra N ir δ + H. Taigi, nuorodos yra: N^δ--H^δ+.

Šios dipolinės akimirkos, molekulės asimetrija ir laisva elektronų pora azoto daro amoniaką labai poliarine molekule..

Makromolekulės su heteroatomais

Kai molekulės yra labai didelės, nebėra tikslios jas klasifikuoti kaip apolines arba polines. Taip yra todėl, kad gali būti jos struktūros dalių ir apolinių (hidrofobinių), ir polinių (hidrofilinių) savybių..

Šie junginiai yra žinomi kaip amfifilai arba amfipatiniai. Kadangi apolinė dalis gali būti laikoma prasta elektronų atžvilgiu poliarinės dalies atžvilgiu, konstrukcijoje yra poliškumas, o amfifiliniai junginiai laikomi poliniais junginiais.

Apskritai galima tikėtis, kad makromolekulėje, turinčioje heteroatomų, yra dipolių akimirkų ir su jais cheminis poliškumas..

Heteroatomai suprantami kaip tie, kurie skiriasi nuo tų, kurie sudaro struktūrą. Pavyzdžiui, anglies skeletas yra biologiškai svarbiausias iš visų, o atomas, su kuriuo jis sudaro anglies atomą (be vandenilio), vadinamas hetero atomu..

Nuorodos

1. Whitten, Davis, Peck & Stanley. (2008). Chemija (8-asis red.). Mokymosi mokymas.
2. Prof. Krishnan. (2007). Poliariniai ir ne poliniai junginiai. Šv. Luiso bendruomenės koledžas. Gauta iš: users.stlcc.edu
3. Murmsonas, Serm. (2018 m. Kovo 14 d.). Kaip paaiškinti poliškumą. Moksliniai tyrimai. Gauta iš: sciencing.com
4. Helmenstine, Anne Marie, Ph.D. (2018 m. Gruodžio 5 d.). Poliarinių obligacijų apibrėžimas ir pavyzdžiai (Polar kovalentinė obligacija). Gauta iš: thinkco.com
5. Vikipedija. (2019). Cheminis poliškumas. Gauta iš: en.wikipedia.org
6. „Quimitube“ (2012). Kovalentinė jungtis: jungties poliškumas ir molekulinis poliškumas. Gauta iš: quimitube.com