- Kenmerken van een apolair molecuul
- Symmetrie
- Elektronegativiteit
- Intermoleculaire krachten
- Hoe ze te identificeren?
- Voorbeelden
- Edele gassen
- Diatomische moleculen
- Koolwaterstoffen
- Anderen
- Referenties
De apolaire moleculen zijn moleculen die in hun structuur een symmetrische verdeling van hun elektronen vertonen. Dit is mogelijk als het elektronegativiteitsverschil van hun atomen klein is, of als de elektronegatieve atomen of groepen hun effecten op het molecuul vectorieel opheffen.
Niet altijd is "apolariteit" absoluut. Om deze reden worden moleculen met lage polariteit soms als niet-polair beschouwd; dat wil zeggen, het heeft een dipoolmoment µ dichtbij 0. Hier komen we in het veld van het relatieve: hoe laag moet µ zijn om een molecuul of verbinding als niet-polair te beschouwen?
Niet-polaire molecule van BF3. Bron: Benjah-bmm27 via Commons Wikimedia.
Om het probleem beter aan te pakken, is er het boortrifluoridemolecuul, BF 3 (bovenste afbeelding).
Het fluoratoom is veel elektronegatiever dan het booratoom, en daarom zijn de BF-bindingen polair. Het BF 3- molecuul is echter symmetrisch (trigonaal vlak) en brengt vectorannulering van de drie BF-momenten met zich mee.
Er worden dus ook apolaire moleculen gegenereerd, zelfs als er polaire bindingen bestaan. De gegenereerde polariteit kan worden gecompenseerd door het bestaan van een andere polaire schakel, van dezelfde grootte als de vorige, maar in de tegenovergestelde richting gericht; zoals het gebeurt in BF 3 .
Kenmerken van een apolair molecuul
Symmetrie
Om de effecten van de polaire bindingen elkaar op te heffen, moet het molecuul een bepaalde geometrische structuur hebben; bijvoorbeeld lineair, het gemakkelijkst te begrijpen op het eerste gezicht.
Dit is het geval bij kooldioxide (CO 2 ), dat twee polaire bindingen heeft (O = C = O). Dit komt omdat de twee dipoolmomenten van de C = O-bindingen opheffen wanneer de ene naar de ene kant is gericht en de tweede naar de andere, onder een hoek van 180 °.
Daarom is een van de eerste kenmerken waarmee rekening moet worden gehouden bij het evalueren van de "apolariteit" van een molecuul vanuit vogelperspectief, te observeren hoe symmetrisch het is.
Stel dat we in plaats van CO 2 het molecuul COS (O = C = S) hebben, carbonylsulfide genaamd.
Nu is het niet langer een apolair molecuul, aangezien de elektronegativiteit van zwavel minder is dan die van zuurstof; en daarom is het dipoolmoment C = S anders dan dat van C = O. Als gevolg hiervan is COS een polair molecuul (hoe polair is een andere kwestie).
De onderstaande afbeelding vat alles zojuist beschreven samen:
Dipoolmomenten van CO2- en COS-moleculen. Bron: Gabriel Bolívar.
Merk op dat het dipoolmoment van de C = S-binding kleiner is dan dat van de C = O-binding in het COS-molecuul.
Elektronegativiteit
Elektronegativiteit op de Pauling-schaal heeft waarden tussen 0,65 (voor francium) en 4,0 (voor fluor). Over het algemeen hebben halogenen een hoge elektronegativiteit.
Wanneer het verschil in elektronegativiteit van de elementen die een covalente binding vormen kleiner is dan of gelijk is aan 0,4, wordt gezegd dat dit niet-polair of niet-polair is. De enige moleculen die echt apolair zijn, zijn echter die gevormd door bindingen tussen identieke atomen (zoals waterstof, HH).
Intermoleculaire krachten
Om een stof in water op te lossen, moet deze elektrostatisch interageren met moleculen; interacties die apolaire moleculen niet kunnen uitvoeren.
In apolaire moleculen zijn hun elektrische ladingen niet beperkt tot één uiteinde van het molecuul, maar zijn ze symmetrisch (of homogeen) verdeeld. Daarom is het niet in staat om te interageren via dipool-dipoolkrachten.
In plaats daarvan interageren apolaire moleculen met elkaar door de verstrooiingskrachten van Londen; Dit zijn instantane dipolen die de elektronische wolk van de atomen van aangrenzende moleculen polariseren. Hier is de molecuulmassa een overheersende factor in de fysische eigenschappen van deze moleculen.
Hoe ze te identificeren?
-Misschien een van de beste methoden om een apolair molecuul te identificeren, is de oplosbaarheid ervan in verschillende polaire oplosmiddelen, omdat ze er over het algemeen niet erg goed in oplosbaar zijn.
-Over het algemeen zijn apolaire moleculen gasvormig van aard. Ze kunnen ook zijn om niet-mengbare vloeistoffen met water te vormen.
-Apolaire vaste stoffen worden gekenmerkt doordat ze zacht zijn.
-De verspreidingskrachten die ze bij elkaar houden, zijn over het algemeen zwak. Hierdoor zijn hun smelt- of kookpunten meestal lager dan die van verbindingen van polaire aard.
-Apolaire moleculen, vooral in vloeibare vorm, zijn slechte geleiders van elektriciteit, omdat ze geen netto elektrische lading hebben.
Voorbeelden
Edele gassen
Hoewel het geen moleculen zijn, worden edelgassen als apolair beschouwd. Als wordt aangenomen dat twee van zijn atomen, He-He, gedurende korte perioden met elkaar in wisselwerking staan, kan deze interactie worden beschouwd als (half) als een molecuul; molecuul dat apolair van aard zou zijn.
Diatomische moleculen
Diatomische moleculen, zoals H 2 , Br 2 , I 2 , Cl 2 , O 2 en F 2 , zijn apolair. Deze hebben de algemene formule A 2 , AA.
Koolwaterstoffen
Wat als A een groep atomen was? Het zou vóór andere apolaire verbindingen zijn; bijvoorbeeld ethaan, CH 3 CH 3 , waarvan koolstofskelet lineair, CC.
Methaan, CH 4 en ethaan, C 2 H 6 , zijn apolaire moleculen. Koolstof heeft een elektronegativiteit van 2,55; terwijl de elektronegativiteit van waterstof 2,2 is. Daarom is er een dipoolvector met lage intensiteit, georiënteerd van waterstof naar koolstof.
Maar vanwege de geometrische symmetrie van de methaan- en ethaanmoleculen is de som van de dipoolvectoren of dipoolmomenten in hun moleculen nul, dus er is geen netto lading op de moleculen.
Over het algemeen gebeurt hetzelfde met alle koolwaterstoffen, en zelfs als er onverzadigingen in zitten (dubbele en drievoudige bindingen), worden ze als niet-polaire verbindingen of verbindingen met een lage polariteit beschouwd. Cyclische koolwaterstoffen zijn ook apolaire moleculen, zoals cyclohexaan of cyclobutaan.
Anderen
De moleculen kooldioxide (CO 2 ) en koolstofdisulfide (CS 2 ) zijn apolaire moleculen, beide met een lineaire geometrie.
In koolstofdisulfide is de elektronegativiteit van koolstof 2,55, terwijl de elektronegativiteit van zwavel 2,58 is; dus beide elementen hebben praktisch dezelfde elektronegativiteit. Er is geen generatie van een dipoolvector en daarom is de nettolading nul.
Evenzo zijn er de volgende moleculen CCl 4 en AlBr 3 , beide apolair:
CCl4- en AlBr3-moleculen. Bron: Gabriel Bolívar.
Bij aluminiumtribromide gebeurt AlBr 3 hetzelfde als bij BF 3 , aan het begin van het artikel. Ondertussen is voor tetrachloorkoolstof, CCl 4 , de geometrie tetraëdrisch en symmetrisch, aangezien alle C-Cl-bindingen hetzelfde zijn.
Evenzo zijn moleculen met de algemene formule CX 4 (CF 4 , CI 4 en CBr 4 ) ook niet-polair.
En tot slot kan een apolair molecuul zelfs een octaëdrische geometrie hebben, zoals het geval is met zwavelhexafluoride, SF 6 . Het kan in feite elke geometrie of structuur hebben, zolang het maar symmetrisch is en zijn elektronische distributie homogeen is.
Referenties
- Carey FA (2008). Organische chemie. Carbonzuren. (Zesde editie). Mc Graw Hill.
- Cedrón J., Landa V., Robles J. (2011). Moleculaire polariteit. Hersteld van: corinto.pucp.edu.pe
- Tutor View. (2018). Niet-polaire molecuul. Hersteld van: chemistry.tutorvista.com
- Helmenstine, Anne Marie, Ph.D. (28 januari 2019). Voorbeelden van polaire en niet-polaire moleculen. Hersteld van: thoughtco.com
- Kurtus R. (19 september 2016). Polaire en niet-polaire moleculen. School voor kampioenen. Hersteld van: school-for-champions.com
- Ganong W. (2004). Medische fysiologie. Nummer 19 e . Geef de moderne handleiding redactioneel.