POLIŠKUMAS (CHEMIJA): POLINĖS MOLEKULĖS IR PAVYZDŽIAI - CHEMIJA - 2026

Cheminės poliškumas yra objekto būdinga tai, kad, pažymėto pasiskirstęs nevienodai elektronų tankio buvimu molekulės. Taigi jo struktūroje yra neigiamai įkrautos sritys (δ-), o kitos yra teigiamai įkrautos (δ +), sukurdamos dipolio momentą.

Ryšio dipolio momentas (µ) yra molekulės poliškumo išraiška. Paprastai jis vaizduojamas kaip vektorius, kurio kilmė yra krūvyje (+), o jo galas yra krūvyje (-), nors kai kurie chemikai jį reprezentuoja atvirkščiai.

Elektrostatinis vandens molekulės potencialo žemėlapis. Šaltinis: „Benjah-bmm27“ per Vikipediją.

Viršutiniame paveikslėlyje parodytas elektrostatinis vandens potencialo žemėlapis, H ₂ O. Raudonumo sritis (deguonies atomas) atitinka tai, kurioje yra didžiausias elektronų tankis, taip pat galima pastebėti, kad tai išsiskiria mėlynosiose vietose (vandenilio atomai). ).

Kadangi minėto elektronų tankio pasiskirstymas yra nevienalytis, sakoma, kad yra teigiamas ir neigiamas polius. Štai kodėl mes kalbame apie cheminį „poliškumą“ ir dipolio momentą.

Dipolio momentas

Dipolio momentas µ apibrėžiamas šia lygtimi:

µ = δ · d

Kur δ yra kiekvieno stulpo elektrinis krūvis, teigiamas (+ δ) arba neigiamas (–δ), o d yra atstumas tarp jų.

Dipolio momentas paprastai išreiškiamas debiutais, pavaizduotas simboliu D. Vienas kulono metras lygus 2.998 · 10 ²⁹ D.

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

Kad molekulė būtų polinė, nepakanka, kad jos struktūroje būtų poliniai ryšiai, tačiau ji taip pat turi turėti asimetrinę geometriją; tokiu būdu, kad jis neleistų dipolio momentams vektoriškai panaikinti vienas kito.

Vandens molekulės asimetrija

Vandens molekulė turi du OH ryšius. Molekulės geometrija yra kampinė, ty formos „V“; todėl jungčių dipolio momentai vienas kito nepanaikina, o susidaro jų suma, nukreipta į deguonies atomą.

Elektrostatinis H ₂ O potencialo žemėlapis tai atspindi.

Jei stebima kampinė molekulė HOH, gali kilti toks klausimas: ar ji tikrai asimetriška? Jei per deguonies atomą nubrėžta įsivaizduojama ašis, molekulė pasiskirsto į dvi lygias dalis: HOOH.

Bet taip nėra, jei įsivaizduojama ašis yra horizontali. Kai ši ašis padalins molekulę atgal į dvi dalis, vienoje pusėje turėsite deguonies atomą, o kitoje - du vandenilio atomus.

Dėl šios priežasties akivaizdi H ₂ O simetrija nustoja egzistuoti, todėl ji laikoma asimetrine molekule.

Polinės molekulės

Polinės molekulės turi atitikti tokias savybes, kaip:

- Elektrinių krūvių pasiskirstymas molekulinėje struktūroje yra asimetriškas.

-Jie paprastai tirpsta vandenyje. Taip yra todėl, kad polinės molekulės gali sąveikauti su dipolio-dipolio jėgomis, kai vanduo pasižymi dideliu dipolio momentu.

Be to, jo dielektrinė konstanta yra labai aukšta (78,5), kuri leidžia išlaikyti elektros krūvius atskirai, todėl padidėja tirpumas.

- Apskritai, polinės molekulės turi aukštą virimo ir lydymosi temperatūrą.

Šias jėgas sudaro dipolio-dipolio sąveika, Londono dispersinės jėgos ir vandenilio jungčių formavimasis.

- Dėl savo elektrinio krūvio polinės molekulės gali laidoti elektrą.

Pavyzdžiai

SW

Sieros dioksidas (SO ₂ ). Deguonies elektronegatyvumas yra 3,44, o sieros elektronegatyvumas - 2,58. Todėl deguonis elektronegatyviau nei siera. Yra dvi S = O jungtys, iš kurių O turi δ krūvį, o S turi δ + krūvį.

Kadangi tai kampinė molekulė, kurios viršūnėje yra S, abu dipolio momentai yra nukreipti ta pačia kryptimi; todėl jie sumuojasi, todėl SO ₂ molekulė yra polinė.

CHCl

Chloroformas (HCCl ₃ ). Yra viena CH jungtis ir trys C-Cl jungtys.

C elektronegatyvumas yra 2,55, o H elektronegatyvumas - 2,2. Taigi anglis elektronegatyviau nei vandenilis; todėl dipolio momentas bus orientuotas iš H (δ +) link C (δ-): C ^δ- -H ^{δ +} .

C-Cl jungčių atveju C elektronegatyvumas yra 2,55, o Cl - 3,16. Dvipusis vektorius arba dipolio momentas yra nukreiptas nuo C iki Cl trijuose C ^{δ +} -Cl ^{δ ryšiuose} .

Aplink vandenilio atomą yra neturtingų elektronų sritis ir sritis, kurioje gausu elektronų, sudaryta iš trijų chloro atomų, CHCl ₃ yra laikoma poline molekule.

HF

Vandenilio fluoridas turi tik vieną HF jungtį. H elektronegatyvumas yra 2,22, o F elektronegatyvumas - 3,98. Todėl fluoras baigiasi didžiausiu elektronų tankiu, o abiejų atomų jungtis geriausiai apibūdinama taip: H ^{δ +} -F ^δ .

NH

Amoniakas (NH ₃ ) turi tris NH ryšius. N elektronegatyvumas yra 3,06, o H elektronegatyvumas yra 2,22. Visose trijose jungtyse elektronų tankis yra orientuotas į azotą, o dar didesnis dėl laisvų elektronų poros.

NH ₃ molekulė yra tetraedrinė, o N atomas užima viršūnę. Trys dipolio momentai, atitinkantys NH ryšius, yra nukreipti ta pačia kryptimi. Juose δ yra N, o δ + yra H. Taigi jungtys yra: N ^δ- -H ^{δ +} .

Šie dipolio momentai, molekulės asimetrija ir laisva elektronų pora ant azoto daro amoniaką labai poliariška molekule.

Makromolekulės su heteroatomais

Kai molekulės yra labai didelės, nebeįmanoma klasifikuoti jų kaip pačių polinių ar poliarinių. Taip yra todėl, kad gali būti jo struktūros dalių, turinčių ir polinių (hidrofobinių), ir polinių (hidrofilinių) charakteristikų.

Šios rūšies junginiai yra žinomi kaip amfifilai arba amfipatai. Kadangi apolinė dalis gali būti laikoma prasta elektronų dalimi, palyginti su poline dalimi, struktūroje yra poliškumas, o amfifiliniai junginiai laikomi poliniais junginiais.

Paprastai galima tikėtis, kad makromolekulė su heteroatomais turės dipolio momentus, taigi ir cheminį poliškumą.

Heteroatomai suprantami kaip tie, kurie skiriasi nuo tų, kurie sudaro struktūros skeletą. Pavyzdžiui, anglies skeletas yra biologiškai pats svarbiausias iš visų, o atomas, su kuriuo anglis sudaro jungtį (be vandenilio), vadinamas heteroatomu.

Nuorodos

1. Whittenas, Davisas, Peckas ir Stanley. (2008). Chemija. (8-asis leidimas). CENGAGE mokymasis.
2. Prof. Krišnanas. (2007). Poliniai ir nepoliniai junginiai. Sent Luiso bendruomenės kolegija. Atkurta iš: users.stlcc.edu
3. Murmsonas, Sermas. (2018 m. Kovo 14 d.). Kaip paaiškinti poliškumą. Mokslas. Atgauta iš: sciencing.com
4. Helmenstine, Anne Marie, Ph.D. (2018 m. Gruodžio 05 d.). Poliarinės obligacijos apibrėžimas ir pavyzdžiai (poliarinis kovalentinis obligacija). Atgauta iš: thinkco.com
5. Vikipedija. (2019 m.). Cheminis poliškumas. Atkurta iš: en.wikipedia.org
6. „Quimitube“. (2012). Kovalentinis ryšys: ryšių poliškumas ir molekulinis poliškumas. Atkurta iš: quimitube.com