POLARITATE (CHIMIE): MOLECULE POLARE ȘI EXEMPLE - CHIMIE - 2025

Polaritatea chimica este o proprietate caracterizată prin prezența de distribuție eterogenă marcantă a densității de electroni într - o moleculă. Prin urmare, în structura sa, există regiuni încărcate negativ (δ-), iar altele încărcate pozitiv (δ +), generând un moment dipol.

Momentul dipol (µ) al legăturii este o formă de exprimare a polarității unei molecule. De obicei, este reprezentat ca un vector a cărui origine este în sarcină (+) și capătul său este situat în sarcină (-), deși unii chimiști îl reprezintă invers.

Harta potențialului electrostatic pentru molecula de apă. Sursa: Benjah-bmm27 prin Wikipedia.

Imaginea superioară arată harta potențialului electrostatic pentru apă, H ₂ O. Regiunea roșiatică (atom de oxigen) corespunde celei cu cea mai mare densitate de electroni și se poate observa, de asemenea, că aceasta iese în evidență pe regiunile albastre (atomi de hidrogen) ).

Deoarece distribuția densității de electroni menționată este eterogenă, se spune că există un pol pozitiv și negativ. De aceea, vorbim despre „polaritate” chimică și moment dipol.

Moment dipol

Momentul dipolului µ este definit de următoarea ecuație:

µ = δ · d

Unde δ este sarcina electrică a fiecărui pol, pozitivă (+ δ) sau negativă (–δ) și d este distanța dintre ei.

Momentul dipolului este de obicei exprimat în debye, reprezentat de simbolul D. Un coulomb · metru este egal cu 2.998 · 10 ²⁹ D.

Valoarea momentului dipol al legăturii dintre doi atomi diferiți este în raport cu diferența de electronegativități ale atomilor care formează legătura.

Pentru ca o moleculă să fie polară, nu este suficient să aibă legături polare în structura ei, ci trebuie să aibă și o geometrie asimetrică; în așa fel încât să împiedice momentele dipolului să se anuleze reciproc reciproc.

Asimetrie în molecula de apă

Molecula de apă are două legături OH. Geometria moleculei este unghiulară, adică în formă de „V”; prin urmare, momentele dipol ale legăturilor nu se anulează reciproc, ci mai degrabă suma acestora este îndreptată către atomul de oxigen.

Harta potențialului electrostatic pentru H ₂ O reflectă acest lucru.

Dacă se observă molecula unghiulară HOH, se poate pune următoarea întrebare: este într-adevăr asimetrică? Dacă o axă imaginară este trasă prin atomul de oxigen, molecula se va împărți în două jumătăți egale: HOOH.

Dar, nu este așa dacă axa imaginară este orizontală. Când această axă împarte acum molecula în două jumătăți, vei avea atomul de oxigen pe o parte și cei doi atomi de hidrogen pe cealaltă parte.

Din acest motiv, simetria aparentă a H ₂ O încetează să mai existe și, prin urmare, este considerată o moleculă asimetrică.

Molecule polare

Moleculele polare trebuie să îndeplinească o serie de caracteristici, cum ar fi:

-Distribuirea sarcinilor electrice în structura moleculară este asimetrică.

-Sunt solubile în apă. Acest lucru se datorează faptului că moleculele polare pot interacționa prin forțe dipol-dipol, unde apa este caracterizată prin a avea un moment dipol mare.

În plus, constanta sa dielectrică este foarte mare (78,5), ceea ce îi permite să mențină sarcinile electrice separate, crescând solubilitatea acesteia.

-În general, moleculele polare au puncte de fierbere și de topire ridicate.

Aceste forțe sunt constituite din interacțiunea dipol-dipol, forțele dispersive din Londra și formarea legăturilor de hidrogen.

-Datorită încărcării electrice, moleculele polare pot conduce electricitate.

Exemple

SW

Dioxid de sulf (SO ₂ ). Oxigenul are o electronegativitate de 3,44, în timp ce electronegativitatea sulfului este de 2,58. Prin urmare, oxigenul este mai electronegativ decât sulful. Există două legături S = O, O având încărcătură δ- și S cu încărcare δ +.

Deoarece este o moleculă unghiulară cu S la vârf, cele două momente dipolice sunt orientate în aceeași direcție; și , prin urmare, acestea se adaugă în sus, ceea ce face SO ₂ molecula polară.

CHCI

Cloroform (HCCl ₃ ). Există o legătură CH și trei legături C-Cl.

Electronegativitatea lui C este 2,55, iar electronegativitatea lui H este 2,2. Astfel, carbonul este mai electronegativ decât hidrogenul; și, prin urmare, momentul dipolului va fi orientat de la H (δ +) spre C (δ-): C ^δ- -H ^{δ +} .

În cazul legăturilor C-Cl, C are o electronegativitate de 2,55, în timp ce Cl are o electronegativitate de 3,16. Vectorul dipol sau momentul dipol este orientat de la C la Cl în cele trei legături C ^{δ +} -Cl ^δ- .

Întrucât există o regiune săracă de electroni în jurul atomului de hidrogen și o regiune bogată în electroni formată din cei trei atomi de clor, CHCl ₃ este considerată o moleculă polară.

HF

Fluorura de hidrogen are o singură legătură HF. Electronegativitatea lui H este 2,22, iar electronegativitatea lui F este 3,98. Prin urmare, fluorul se termină cu cea mai mare densitate de electroni, iar legătura dintre ambii atomi este cel mai bine descrisă ca: H ^{δ +} -F ^δ- .

NH

Amoniacul (NH ₃ ) are trei legături NH. Electronegativitatea lui N este 3,06, iar electronegativitatea lui H este 2,22. În toate cele trei legături, densitatea electronilor este orientată spre azot, fiind și mai mare prin prezența unei perechi de electroni liberi.

Molecula NH ₃ este tetraedrică, atomul de N ocupând vertexul. Cele trei momente dipolice, corespunzătoare legăturilor NH, sunt orientate în aceeași direcție. În ele, δ- este localizat în N, iar δ + în H. ​​Astfel, legăturile sunt: ​​N ^δ- -H ^{δ +} .

Aceste momente dipolice, asimetria moleculei și perechea liberă de electroni pe azot fac din amoniacul o moleculă extrem de polară.

Macromolecule cu heteroatomi

Când moleculele sunt foarte mari, nu mai este sigur să le clasificăm ca fiind apolare sau polare. Acest lucru se datorează faptului că pot exista părți ale structurii sale cu caracteristici apolare (hidrofobe) și polare (hidrofile).

Aceste tipuri de compuși sunt cunoscuți ca amfifile sau amfipatice. Deoarece partea apolară poate fi considerată săracă în electroni în raport cu partea polară, există o polaritate prezentă în structură, iar compușii amfifili sunt considerați compuși polari.

O macromoleculă cu heteroatomi poate fi, în general, a avea momente dipolice și, prin urmare, polaritatea chimică.

Heteroatomii se înțeleg a fi diferiți de cei care alcătuiesc scheletul structurii. De exemplu, scheletul de carbon este cel mai important din punct de vedere biologic, iar atomul cu care carbonul formează o legătură (în plus față de hidrogen) este numit heteroatom.

Referințe

1. Whitten, Davis, Peck și Stanley. (2008). Chimie. (Ediția a VIII-a). CENGAGE Învățare.
2. Prof. Krishnan. (2007). Compuși polari și nonpolari. Colegiul comunitar St. Recuperat de la: users.stlcc.edu
3. Murmson, serm. (14 martie 2018). Cum să explici polaritatea. Sciencing. Recuperat de la: știința.com
4. Helmenstine, Anne Marie, doctorat. (05 decembrie 2018). Definiția și exemplele obligațiunilor polare (obligațiune polară covalentă). Recuperat de la: thinkco.com
5. Wikipedia. (2019). Polaritatea chimică. Recuperat de la: en.wikipedia.org
6. Quimitube. (2012). Legătură covalentă: polaritatea legăturii și polaritatea moleculară. Recuperat de la: quimitube.com