Polêre molekule
'n Polêre molekule is 'n molekule waarin die een kant van die molekule effens elektries positief gelaai is, terwyl die ander kant effens negatief is.[1] 'n Chemiese binding tussen twee atome wat aan verskillende elemente behoort sal altyd hierdie verskynsel vertoon omdat die atome 'n verskillende elektronegatiwiteit het.
'n Diatomiese molekule soos HCl, is daarom 'n polêre molekule. Die twee elektries gelaaide streke aan weerskante van die molekule word pole genoem, soortgelyk aan 'n magneet met 'n noord- en 'n suidpool. Die paar pole word 'n dipool genoem. Dis egter 'n elektrostatiese dipool en nie 'n magnetiese een nie. Waterstofchloried is 'n molekule met 'n enkele dipool.
Oriëntasie
wysig
Polêre molekules oriënteer hulself in die teenwoordigheid van 'n elektriese veld met die positiewe punte van die molekule wat na die negatiewe plaat aangetrek word, terwyl die negatiewe punte van die molekules na die positiewe plaat aangetrek word.
Die grootte van die dipoolmoment
wysigDipoolmomente is vektore. Die grootte van die dipoolmoment word veral deur die verskil in elektronegatiwiteit van die twee atome bepaal.
| molekule | HF | HCl | HBr | HI |
| dipoolmoment (D)[2] | 1,8 | 1,1 | 0,8 | 0,4 |
| elektronegativiteitsverskil | 1,78 | 0,96 | 0,76 | 0,46 |
In 'n diatomiese molekule word die rigting bepaal deur die posisie van die twee atoomkerne. 'n Molekule kan egter meer as een dipole bevat as dit uit meer as twee atome bestaan.
Algehele molekulêre polariteit
wysig
Indien daar meer as een polêre binding is, moet die individuele dipole vektorieel opgetel word om die algehele polariteit van die molekule te bepaal. Dit kan tot 'n gedeeltelike of volledige kansellasie van die effek lei. Die struktuur van dei molekule speel hierin 'n belangrike rol
'n Goeie voorbeeld van gedeeltelike kansellasie is die geval van die watermolekule. Die twee dipole van die O-H bindings maak 'n hoek van 104,5 ° met mekaar. Die vektoriële optelling lewer 'n dipool op in dié rigting wat die massamiddelpunt van die waterstofatome met die suurstofkern verbind.
'n Goeie voorbeeld van volledige kansellasie is koolstofdioksied. Hierdie molekule is lineêr en die twee dipole maak 'n hoek van 180 ° met mekaar. Die resultaat is dat die molekule 'n dipool besit wat gelyk aan nul is. Dit beteken dat die molekule se simmetrie dikwels bepaal of dit polêre eienskappe het. 'n Goeie voorbeeld is die drie isomere van dichloorbenseen orto-, meta- en para-C6H4Cl2. Omrede die para-isomeer simmetries is kanselleer al ses die dipoolmomente. Die orto-isomeer het die grootste dipoolmoment omdat die C-Cl-bindings 'n baie groter dipoolmoment het as die C-H-bindings wat teenoor hulle in die molekule lê en die hoek tussen die C-Cl-dipole slegs 60° is en nie 120° soos in die meta-isomeer.
Die C-H-binding
wysigDie elektronegatiwiteit van koolstof en waterstof is amper dieselfde en dit maak die dipoolmoment van hierdie binding amper verwaarloosbaar. Hierdeur is alle koolwaterstowwe nie-polêr. Organiese molekules is net polêr indien hulle 'n funksionele groep bevat wat 'n dipoolmoment besit.
'n Voorbeeld is asetoon wat 'n polêre karbonielgroep bevat naas twee nie-polêre metielgroepe. Die molekule as geheel het daardeur 'n gedeeltelike polêre karakter.
Soort los soort op
wysigAlgemeen gesproke los polêre molekules die beste op in 'n oplosmiddel wat 'n gelyke mate van polariteit besit. Dit word bedoel met "soort los soort op". [3]
Ioniese binding en solvasie
wysig
Indien die eletronegatiwiteitsverskil te groot word, verander die karakter van die binding van polêr-kovalent na ionies en dit beteken dat die verbinding nie langer molekulêr is nie. Soute kan wel in sterk polêre oplosmiddels oplos, maar as ione en nie as molekules nie. Die teenwoordigheid van 'n gelaaide ioon in die oplosmiddel veroorsaak 'n plaaslike elektriese veld en die polêre molekules van die oplosmiddel sal hulle daarom oriënteer met hulle negatiewe kant na 'n katioon en die positiewe kant na 'n anioon. Hierdie proses word solvasie genoem.
Verwysings
wysig- ↑ "Polar molecules". Libre Texts.
- ↑ "hydrogen halides". Oxford U.
- ↑ "Examples of Polar and Nonpolar Molecules. Polar Versus Nonpolar Molecular Geometry". ThoughtCo.