POLARITA (CHEMIE): POLÁRNÍ MOLEKULY A PŘÍKLADY - CHEMIE - 2025

Polární molekula je vlastnost charakteristická přítomností označeného heterogenní rozložení elektronových hustot v molekule. Ve své struktuře tedy existují záporně nabité regiony (5) a další pozitivně nabité (5 +), které generují dipólový moment.

Dipolový moment (µ) vazby je formou exprese polarity molekuly. To je obvykle reprezentováno jako vektor jehož původ je v poplatku (+) a jeho konec je lokalizován v poplatku (-), ačkoli někteří chemici reprezentují to inverzně.

Mapa elektrostatického potenciálu molekuly vody. Zdroj: Benjah-bmm27 prostřednictvím Wikipedie.

Horní obrázek ukazuje elektrostatického potenciálu mapa pro vodu, H ₂ O. načervenalý oblast (atom kyslíku) odpovídá ten s nejvyšší hustotou elektronů, a to může být také vidět, že tento vyčnívá na modré oblasti (vodíkové atomy).

Protože distribuce uvedené elektronové hustoty je heterogenní, říká se, že existuje kladný a záporný pól. Proto mluvíme o chemické „polaritě“ a dipólovém okamžiku.

Dipolový moment

Dipolový moment µ je definován následující rovnicí:

u = 5 · d

Kde δ je elektrický náboj každého pólu, kladný (+ δ) nebo záporný (–δ), a d je vzdálenost mezi nimi.

Dipolový moment je obvykle vyjádřen v debye, reprezentovaný symbolem D. Jeden coulomb · metr se rovná 2.998 · 10 ²⁹ D.

Hodnota dipólového momentu vazby mezi dvěma různými atomy je ve vztahu k rozdílu v elektronegativitách atomů, které tvoří vazbu.

Aby molekula byla polární, nestačí mít polární vazby ve své struktuře, ale musí mít také asymetrickou geometrii; tak, že brání dipólovým okamžikům ve vektorovém rušení.

Asymetrie v molekule vody

Molekula vody má dvě OH vazby. Geometrie molekuly je úhlová, to znamená ve tvaru "V"; proto se dipólové momenty vazeb navzájem nezruší, ale jejich součet se spíše vytvoří směrem k atomu kyslíku.

Odpovídá to mapa elektrostatického potenciálu pro H ₂ O.

Pokud je pozorována úhlová molekula HOH, může vyvstat následující otázka: je to opravdu asymetrické? Pokud je imaginární osa nakreslena atomem kyslíku, molekula se rozdělí na dvě stejné poloviny: HOOH.

Není to však tak, pokud je imaginární osa vodorovná. Když tato osa nyní rozdělí molekulu zpět na dvě poloviny, budete mít atom kyslíku na jedné straně a dva atomy vodíku na straně druhé.

Z tohoto důvodu je zřejmé, symetrie H ₂ O přestane existovat, a proto je považován za asymetrická molekula.

Polární molekuly

Polární molekuly musí splňovat řadu charakteristik, jako například:

-Distribuce elektrických nábojů v molekulární struktuře je asymetrická.

- Oni jsou obvykle rozpustní ve vodě. Je tomu tak proto, že polární molekuly mohou interagovat pomocí dipól-dipólových sil, kde je voda charakterizována velkým dipólovým momentem.

Jeho dielektrická konstanta je navíc velmi vysoká (78,5), což jí umožňuje udržovat oddělené elektrické náboje, což zvyšuje jeho rozpustnost.

- Obecně mají polární molekuly vysoké teploty varu a teploty tání.

Tyto síly jsou tvořeny interakcí dipól-dipól, londýnskými disperzními silami a tvorbou vodíkových vazeb.

- V důsledku jejich elektrického náboje mohou polární molekuly vést elektřinu.

Příklady

SW

Oxid siřičitý (SO ₂). Kyslík má elektronegativitu 3,44, zatímco elektronegativita síry je 2,58. Proto je kyslík elektronegativnější než síra. Existují dvě S = O vazby, O mající δ- náboj a S mající δ + náboj.

Protože to je úhlová molekula se S ve vrcholu, dva dipólové momenty jsou orientovány stejným směrem; a proto, že se sčítají, takže SO ₂ molekula polární.

CHCl

Chloroform (HCCl ₃). Existuje jedna vazba CH a tři vazby C-Cl.

Elektronická aktivita C je 2,55 a elektronová aktivita H je 2,2. Uhlík je tedy více elektronegativní než vodík; a proto je dipólový moment bude orientován z H (δ +) směrem k C (δ-): C ^δ- H ^{δ +}.

V případě vazeb C-Cl má C elektronegativitu 2,55, zatímco Cl má elektronegativitu 3,16. Dipól vektoru nebo dipólový moment je orientován od C do Cl ve třech C ^{δ +} Cl ^δ- vazeb.

Protože existuje elektrony chudý oblast kolem atomu vodíku a elektrony bohatý region skládá ze tří atomů chloru, CHCI ₃ je považován za polární molekuly.

HF

Fluorovodík má pouze jednu vazbu HF. Elektronická aktivita H je 2,22 a elektronová aktivita F je 3,98. Z tohoto důvodu, fluoru skončí s nejvyšší hustotou elektronů, a vazba mezi oběma atomy je nejlépe popsat jako: H ^{δ +} -F ^δ-.

NH

Amoniak (NH ₃) má tři vazby NH. Elektronegativita N je 3,06 a elektronegativita H je 2,22. Ve všech třech vazbách je hustota elektronů orientována na dusík, přičemž je přítomnost dvojice volných elektronů ještě vyšší.

NH ₃ molekula je čtyřboká, s N atomem, který obsazuje vrchol. Tři dipólové momenty odpovídající NH vazbám jsou orientovány stejným směrem. V nich δ- se nachází v N, a δ + v H. To znamená, že vazby jsou: N ^δ- -H ^{δ +}.

Tyto dipólové momenty, asymetrie molekuly a volný pár elektronů na dusíku činí z amoniaku vysoce polární molekulu.

Makromolekuly s heteroatomy

Když jsou molekuly velmi velké, není již jisté, že je klasifikujeme jako nepolární nebo polární. Je tomu tak proto, že mohou existovat části její struktury s jak nepolární (hydrofobní), tak polární (hydrofilní) charakteristikou.

Tyto typy sloučenin jsou známé jako amfifily nebo amfipatici. Protože nepolární část může být považována za elektronově chudou ve srovnání s polární částí, je ve struktuře přítomna polarita a amfifilní sloučeniny jsou považovány za polární sloučeniny.

Lze očekávat, že makromolekula s heteroatomy bude mít dipólové momenty, a tedy chemickou polaritu.

Heteroatomy se rozumí ty, které se liší od těch, které tvoří kostru struktury. Například, kostra uhlíku je biologicky nejdůležitější ze všech a atom, se kterým uhlík tvoří vazbu (kromě vodíku), se nazývá heteroatom.

Reference

1. Whitten, Davis, Peck a Stanley. (2008). Chemie. (8. ed.). CENGAGE Učení.
2. Krishnan. (2007). Polární a nepolární sloučeniny. Louis Community College. Obnoveno z: users.stlcc.edu
3. Murmson, Serm. (14. března 2018). Jak vysvětlit polaritu. Sciencing. Obnoveno z: sciencing.com
4. Helmenstine, Anne Marie, Ph.D. (5. prosince 2018). Definice a příklady polárních vazeb (Polar Covalent Bond). Obnoveno z: thinkco.com
5. Wikipedia. (2019). Chemická polarita. Obnoveno z: en.wikipedia.org
6. Quimitube. (2012). Kovalentní vazba: polarita vazby a molekulární polarita. Obnoveno z: quimitube.com