POLARITEIT (CHEMIE): POLAIRE MOLECULEN EN VOORBEELDEN - CHEMIE - 2025

De chemische polariteit is een eigenschap die wordt gekenmerkt door de aanwezigheid van een uitgesproken heterogene verdeling van elektronendichtheden in een molecuul. In zijn structuur zijn er daarom negatief geladen gebieden (δ-) en andere positief geladen (δ +), die een dipoolmoment genereren.

Het dipoolmoment (µ) van de binding is een uitdrukking van de polariteit van een molecuul. Het wordt meestal weergegeven als een vector waarvan de oorsprong in de lading (+) ligt en het uiteinde zich in de lading (-) bevindt, hoewel sommige chemici het omgekeerd weergeven.

Elektrostatische potentiaalkaart voor het watermolecuul. Bron: Benjah-bmm27 via Wikipedia.

De bovenste afbeelding toont de elektrostatische potentiaalkaart voor water, H ₂ O.Het roodachtige gebied (zuurstofatoom) komt overeen met het gebied met de hoogste elektronendichtheid, en het is ook te zien dat dit opvalt op de blauwe gebieden (waterstofatomen ).

Omdat de verdeling van genoemde elektronendichtheid heterogeen is, wordt er gezegd dat er een positieve en een negatieve pool is. Daarom praten we over chemische 'polariteit', en dipoolmoment.

Dipool moment

Het dipoolmoment µ wordt bepaald door de volgende vergelijking:

µ = δ · d

Waar δ de elektrische lading van elke pool is, positief (+ δ) of negatief (–δ), en d is de afstand ertussen.

Het dipoolmoment wordt meestal uitgedrukt in debye, weergegeven door het symbool D. Een coulomb · meter is gelijk aan 2.998 · 10 ²⁹ D.

De waarde van het dipoolmoment van de binding tussen twee verschillende atomen is gerelateerd aan het verschil in elektronegativiteiten van de atomen die de binding vormen.

Wil een molecuul polair zijn, dan is het niet voldoende om polaire bindingen in zijn structuur te hebben, maar het moet ook een asymmetrische geometrie hebben; op zo'n manier dat het voorkomt dat de dipoolmomenten elkaar vectorieel opheffen.

Asymmetrie in het watermolecuul

Het watermolecuul heeft twee OH-bindingen. De geometrie van het molecuul is hoekig, dat wil zeggen de vorm van een "V"; daarom heffen de dipoolmomenten van de bindingen elkaar niet op, maar wordt de som ervan geproduceerd in de richting van het zuurstofatoom.

De elektrostatische potentiaalkaart voor H ₂ O geeft dit weer.

Als het hoekmolecuul HOH wordt waargenomen, kan de volgende vraag rijzen: is het echt asymmetrisch? Als een denkbeeldige as door het zuurstofatoom wordt getrokken, deelt het molecuul zich in twee gelijke helften: HOOH.

Maar dat is niet zo als de denkbeeldige as horizontaal is. Als deze as het molecuul nu weer in twee helften verdeelt, heb je aan de ene kant het zuurstofatoom en aan de andere kant de twee waterstofatomen.

Om deze reden houdt de schijnbare symmetrie van H ₂ O op te bestaan, en wordt het daarom als een asymmetrisch molecuul beschouwd.

Polaire moleculen

Polaire moleculen moeten voldoen aan een reeks kenmerken, zoals:

-Verdeling van elektrische ladingen in de moleculaire structuur is asymmetrisch.

-Ze zijn meestal oplosbaar in water. Dit komt omdat polaire moleculen kunnen interageren door dipool-dipoolkrachten, waarbij water wordt gekenmerkt door een groot dipoolmoment.

Bovendien is de diëlektrische constante erg hoog (78,5), waardoor het de elektrische ladingen gescheiden kan houden, waardoor de oplosbaarheid toeneemt.

-Over het algemeen hebben polaire moleculen hoge kook- en smeltpunten.

Deze krachten worden gevormd door de dipool-dipool interactie, de Londense dispersiekrachten en de vorming van waterstofbruggen.

-Door hun elektrische lading kunnen polaire moleculen elektriciteit geleiden.

Voorbeelden

SW

Zwaveldioxide (SO ₂ ). Zuurstof heeft een elektronegativiteit van 3,44, terwijl de elektronegativiteit van zwavel 2,58 is. Daarom is zuurstof meer elektronegatief dan zwavel. Er zijn twee S = O-bindingen, de O heeft een δ-lading en de S heeft een δ + -lading.

Omdat het een hoekmolecuul is met S op de top, zijn de twee dipoolmomenten in dezelfde richting georiënteerd; en daarom tellen ze op, waardoor het SO ₂ -molecuul polair wordt.

CHCl

Chloroform (HCCl ₃ ). Er is één CH-binding en drie C-Cl-bindingen.

De elektronegativiteit van C is 2,55 en de elektronegativiteit van H is 2,2. Koolstof is dus elektronegatiever dan waterstof; en daarom zal het dipoolmoment georiënteerd zijn van H (δ +) naar C (δ-): C ^δ- -H ^{δ +} .

In het geval van C-Cl-bindingen heeft C een elektronegativiteit van 2,55, terwijl Cl een elektronegativiteit van 3,16 heeft. De dipoolvector of dipoolmoment is georiënteerd van C naar Cl in de drie C ^{δ +} -Cl ^δ- bindingen .

Aangezien er een elektron-arme gebied rondom het waterstofatoom en een elektron-rijk gebied gevormd door de drie chlooratomen, CHCl ₃ wordt beschouwd als een polair molecuul.

HF

Waterstoffluoride heeft slechts één HF-binding. De elektronegativiteit van H is 2,22 en de elektronegativiteit van F is 3,98. Daarom krijgt fluor de hoogste elektronendichtheid en kan de binding tussen beide atomen het beste worden beschreven als: H ^{δ +} -F ^δ- .

NH

Ammoniak (NH ₃ ) heeft drie NH-bindingen. De elektronegativiteit van N is 3,06 en de elektronegativiteit van H is 2,22. In alle drie de bindingen is de elektronendichtheid gericht op stikstof, die zelfs hoger is door de aanwezigheid van een paar vrije elektronen.

Het NH ₃ molecuul is tetraëdrische, met het N-atoom bezetten het hoekpunt. De drie dipoolmomenten, die overeenkomen met NH-bindingen, zijn in dezelfde richting georiënteerd. Daarin bevindt δ- zich in de N en δ + in de H. De bindingen zijn dus: N ^δ- -H ^{δ +} .

Deze dipoolmomenten, de asymmetrie van het molecuul en het vrije elektronenpaar op stikstof maken van ammoniak een sterk polair molecuul.

Macromoleculen met heteroatomen

Wanneer de moleculen erg groot zijn, is het niet langer zeker om ze zelf als apolair of polair te classificeren. Dit komt omdat er delen van de structuur kunnen zijn met zowel apolaire (hydrofobe) als polaire (hydrofiele) eigenschappen.

Dit soort verbindingen staan ​​bekend als amfifielen of amfipaten. Omdat het apolaire deel als elektronenarm kan worden beschouwd ten opzichte van het polaire deel, is er een polariteit aanwezig in de structuur en worden amfifiele verbindingen beschouwd als polaire verbindingen.

Van een macromolecuul met heteroatomen kan in het algemeen worden verwacht dat het dipoolmomenten heeft en dus chemische polariteit.

Heteroatomen worden beschouwd als die welke verschillen van die waaruit het skelet van de structuur bestaat. Zo is het koolstofskelet biologisch het belangrijkste van allemaal en wordt het atoom waarmee koolstof een binding vormt (naast waterstof) een heteroatoom genoemd.

Referenties

1. Whitten, Davis, Peck & Stanley. (2008). Chemie. (8e ed.). CENGAGE Leren.
2. Prof. Krishnan. (2007). Polaire en niet-polaire verbindingen. St. Louis Community College. Hersteld van: users.stlcc.edu
3. Murmson, Serm. (14 maart 2018). Polariteit uitleggen. Wetenschappelijk. Hersteld van: sciencing.com
4. Helmenstine, Anne Marie, Ph.D. (5 december 2018). Definitie en voorbeelden van Polar Bond (Polar Covalent Bond). Hersteld van: thoughtco.com
5. Wikipedia. (2019). Chemische polariteit. Hersteld van: en.wikipedia.org
6. Quimitube. (2012). Covalente binding: bindingspolariteit en moleculaire polariteit. Hersteld van: quimitube.com