Tabla de Contenidos
Vand er et polært molekyle, fordi det har to polære OH-bindinger, hvis dipolmomenter ikke ophæver hinanden. Disse dipolmomenter peger mod ilt og lægger sig sammen for at give molekylet et netto dipolmoment.
Denne polaritet er ansvarlig for mange af vands karakteristiske egenskaber, herunder nogle af dets kemiske reaktivitet, dets smelte- og kogepunkter og dets evne til at fungere som et universelt opløsningsmiddel for blandt andet ioniske og polære opløste stoffer.
Med andre ord er vands polaritet, ligesom ethvert andet molekyle, en direkte konsekvens af polariteten af dets bindinger såvel som af molekylær geometri. At forstå disse to begreber, og hvordan de gælder for vandmolekylet, vil give en mere fuldstændig idé om molekylernes polaritet.
Hvad er en polær binding?
En polær binding er en type kovalent binding, hvor det ene af de to atomer er mere elektronegativt end det andet, så bindingens elektrontæthed tiltrækker stærkere. Konsekvensen af dette er, at elektronerne ikke deles ligeligt. Det mere elektronegative atom får en delvis negativ ladning (identificeret med δ-), mens det andet får en delvis positiv ladning (identificeret ved δ+).
Begge partielle ladninger er af samme størrelse og modsat fortegn, hvilket gør polære bindinger til elektriske dipoler .
Hvorvidt to atomer danner en polær kovalent binding afhænger af forskellen mellem deres elektronegativiteter. Hvis forskellen er for stor, vil bindingen være ionisk, men hvis den er meget lille eller nul, vil det være en ren kovalent binding. Endelig vil bindingen være polær kovalent, hvis forskellen er mellem. Grænserne for hvert enkelt tilfælde er vist i følgende tabel:
| linktype | elektronegativitetsforskel | Eksempel |
| ionbinding | >1,7 | NaCl; LiF |
| polær binding | Mellem 0,4 og 1,7 | OH; HF; NH |
| ikke-polær kovalent binding | <0,4 | CH; IC |
| ren kovalent binding | 0 | H H; åh; FF |
dipolmoment
Polære bindinger er karakteriseret ved dipolmomentet. Dette er en vektor angivet med det græske bogstav μ (mu), der peger langs bindingen i retning af det mere elektronegative atom. Størrelsen af denne vektor er givet af produktet af størrelsen af den adskilte ladning, som er proportional med forskellen i elektronegativiteter, og afstanden mellem de to ladninger, det vil sige bindingslængden.
Dipolmomentet er essentielt for at forstå, hvorfor vand er polært, da den samlede polaritet af et molekyle kommer fra vektorsummen af alle dets dipolmomenter.
molekylær geometri
Geometrien af et molekyle angiver, hvordan dets atomer er fordelt omkring et centralt atom. For eksempel i vand er det centrale atom oxygen, så den molekylære geometri indikerer, hvordan de to brintatomer er orienteret omkring oxygenet.
Der er forskellige måder at bestemme molekylær geometri på. Den enkleste er gennem teorien om valenselektronparrepulsion, som siger, at de elektronpar, der omgiver det centrale atom (uanset om de binder eller ensomme elektronpar) vil være orienteret til at være så langt fra hinanden som muligt.
Efter at have bestemt, hvordan elektronerne er fordelt omkring det centrale atom, bestemmes geometrien ved at se på, hvor bindingerne peger (uden hensyntagen til de enlige elektronpar).
Efter at have forstået disse to begreber, lad os nu analysere vandmolekylet, dets bindinger og dets geometri:
OH-bindingerne i vand er polære bindinger.
Vand har to hydrogenatomer bundet til et oxygenatom. Elektronegativitetsforskellen mellem oxygen og brint er 1,24, hvilket gør det til en ret polær binding (se tabel ovenfor). Figuren ovenfor illustrerer dipolmomentet for denne binding. Bemærk, at vektoren ofte er tegnet til siden af linket for nem visning; dog falder det faktisk sammen med OH-bindingen, der peger fra brintkernen mod oxygenkernen.
Vandmolekylet har vinkelgeometri
I vandmolekylet er oxygenatomet sp 3 hybridiseret og er omgivet af fire par elektroner (de to hydrogenbindingspar og to ikke-delte par). Valenselektronparrepulsionsteorien siger, at fire par elektroner vil pege mod enderne af et regulært tetraeder. Med andre ord vil de to brintatomer pege mod to af de fire hjørner af et tetraeder, hvilket gør vandmolekylet til et kantet molekyle.
Vinklen mellem de to bindinger skal være en tetraedrisk vinkel på 109,5º, men de to enlige elektronpar frastøder bindingselektronerne stærkere, hvilket indsnævrer vinklen lidt. Resultatet er, at de to OH-bindinger i vand danner en vinkel på 104,45º som vist i figuren ovenfor.
Polære bindinger + vinkelgeometri = polært molekyle
Det er vigtigt at erkende det faktum, at det at have polære bindinger ikke sikrer, at et molekyle er polært. Faktisk har kuldioxid to polære bindinger, men deres dipolmomenter ophæver hinanden. Af denne grund er molekylet upolært.
Dette sker ikke med vandmolekylet, da det ikke er lineært, men kantet. Nu hvor vi har et klart billede af vandmolekylets egenskaber, kan vi gå videre til at bestemme molekylets netto dipolmoment. Dette gøres ved at tegne begge dipolmomenter oven på molekylet og derefter udføre vektoradditionen:
Tilføjelsen kan udføres grafisk ved hjælp af parallelogrammetoden, som vist på højre side af den foregående figur. Som det kan ses, producerer begge dipolmomenter et netto dipolmoment, der peger mod ilten, der passerer gennem midten af molekylet.
I sidste ende er dette netto dipolmoment årsagen til, at vand er et polært molekyle.
