Eksempler på polare og ikke-polare molekyler

Å forstå polariteten til molekyler og å kunne forutsi hvilke molekyler som er polare og hvilke som ikke er det, er en av de grunnleggende ferdighetene som en grunnleggende kjemistudent forventes å utvikle. Å forutsi polaritet tillater oss å forstå fysiske egenskaper som smelte- og kokepunkter, samt løseligheten til ett kjemikalie i et annet.

Polariteten til molekyler har å gjøre med måten elektriske ladninger er fordelt på gjennom strukturen deres. Et molekyl er polart når det har et netto dipolmoment, noe som innebærer at en del av molekylet har en høyere tetthet av negative elektriske ladninger mens en annen del av molekylet har en høyere tetthet av positive ladninger, noe som gir opphav til en dipol. elektrisk, som er nettopp det som gjør molekylet polart.

Enkelt sagt vil et molekyl være polart hvis det har polare bindinger (som har et dipolmoment), og hvis dipolmomentene til disse bindingene ikke kansellerer hverandre. På den annen side vil et molekyl være upolart eller upolart hvis det ikke har noen polare bindinger, eller hvis det har det, men dipolmomentene kanselleres.

polare og upolare bindinger

For at et molekyl skal være polart, må det ha polare bindinger, som er en type kovalent binding som dannes mellom grunnstoffer som har en elektronegativitetsforskjell mellom 0,4 og 1,7.

Følgende tabell illustrerer de forskjellige typene bindinger som kan dannes mellom to atomer basert på deres elektronegativitet:

Noen eksempler på polare bindinger

CO-kobling

CN-lenke

C=O-binding

Polaritet og molekylær geometri

Det skal bemerkes at bare det faktum å ha polare bindinger ikke sikrer at et molekyl er polart, siden for at dette skal skje, må molekylet som helhet ha et netto dipolmoment. Av denne grunn, når man analyserer et molekyl for å finne ut om det er polart eller ikke, må molekylær geometri tas i betraktning, som ikke er noe mer enn måten alle atomene som utgjør molekylet er orientert i rommet.

Eksempel brukt: vannmolekylet

Vannmolekylet er kanskje det mest kjente polare molekylet, men hvorfor er det polart? For det første har vannmolekylet to OH-kovalente bindinger som er polare bindinger (det vil si at de har et dipolmoment).

Men andre molekyler, som karbondioksid, har også to polare bindinger, men er likevel ikke-polare. Dette fører til den andre årsaken bak polariteten til vannmolekylet: det har vinkelgeometri.

Det faktum at de to bindingene i vannmolekylet ikke er på linje som i et lineært molekyl, men i en vinkel, sikrer at dipolmomentene deres ikke kan oppheve hverandre.

Følgende figur viser geometrien til vannmolekylet og hvordan vektorsummen av dipolmomentene utføres for å bestemme om det er et netto dipolmoment eller ikke.

Resultatet av summen av dipolmomentene gir et netto dipolmoment som går gjennom senteret av molekylet og peker mot oksygen, som er det mest elektronegative grunnstoffet som finnes.

Eksempler på polare molekyler

Det er et bredt utvalg av forbindelser dannet av polare molekyler. Her er en kort liste over noen av dem:

Eksempler på ikke-polare eller ikke-polare molekyler

Akkurat som det er mange polare molekyler, er det også mange upolare. Til å begynne med er molekylene som har de reneste (minst polare) kovalente bindingene de homonukleære diatomiske elementene:

I tillegg til disse artene, her er noen eksempler på andre mer komplekse molekyler som fortsatt er upolare eller upolare:

Til slutt tilsvarer andre apolare arter edelgassene (Helium, Neon, Argon, Krypton og Xenon), selv om disse er monatomiske elementer, ikke molekyler. Siden de ikke har bindinger, kan de ikke være polare, så de er helt upolare.

Referanser

Carey, F., & Giuliano, R. (2014). Organisk kjemi (9. ^utg .). Madrid, Spania: McGraw-Hill Interamericana de España SL

Chang, R., & Goldsby, KA (2012). Chemistry, 11. utgave (11. utgave). New York City, New York: McGraw-Hill Education.

Molekylær struktur og polaritet. (2020, 30. oktober). Hentet fra https://espanol.libretexts.org/@go/page/1858

intermolekylære krefter. (2020, 30. oktober). Hentet fra https://espanol.libretexts.org/@go/page/1877

Smith, MB, & March, J. (2001). March’s Advanced Organic Chemistry: Reactions, Mechanisms, and Structure, 5. utgave (5. utgave). Hoboken, NJ: Wiley-Interscience.