Tabla de Contenidos
Vann er et polart molekyl fordi det har to polare OH-bindinger hvis dipolmomenter ikke kansellerer hverandre. Disse dipolmomentene peker mot oksygen og legger sammen for å gi molekylet et netto dipolmoment.
Denne polariteten er ansvarlig for mange av de karakteristiske egenskapene til vann, inkludert noen av dets kjemiske reaktivitet, dets smelte- og kokepunkter, og dets evne til å fungere som et universelt løsningsmiddel for blant annet ioniske og polare oppløste stoffer.
Med andre ord, polariteten til vann, som for alle andre molekyler, er en direkte konsekvens av polariteten til dets bindinger, så vel som av molekylær geometri. Å forstå disse to konseptene og hvordan de gjelder for vannmolekylet vil gi en mer fullstendig idé om polariteten til molekyler.
Hva er en polar binding?
En polar binding er en type kovalent binding der ett av de to atomene er mer elektronegativt enn det andre, slik at elektrontettheten til bindingen tiltrekker seg sterkere. Konsekvensen av dette er at elektronene ikke deles likt. Det mer elektronegative atomet får en delvis negativ ladning (identifisert med δ-), mens det andre får en delvis positiv ladning (identifisert med δ+).
Begge partielle ladninger er av samme størrelse og motsatt fortegn, noe som gjør polare bindinger elektriske dipoler .
Hvorvidt to atomer danner en polar kovalent binding eller ikke, avhenger av forskjellen mellom deres elektronegativitet. Er forskjellen for stor vil bindingen være ionisk, men er den veldig liten eller null vil det være en ren kovalent binding. Til slutt vil bindingen være polar kovalent hvis forskjellen er middels. Grensene for hvert enkelt tilfelle er presentert i følgende tabell:
| lenketype | elektronegativitetsforskjell | Eksempel |
| ionisk binding | >1,7 | NaCl; LiF |
| polar binding | Mellom 0,4 og 1,7 | ÅH; HF; NH |
| ikke-polar kovalent binding | <0,4 | CH; IC |
| ren kovalent binding | 0 | H H; ååh; FF |
dipolmoment
Polare bindinger er preget av dipolmomentet. Dette er en vektor betegnet med den greske bokstaven μ (mu) som peker langs bindingen i retning av det mer elektronegative atomet. Størrelsen på denne vektoren er gitt av produktet av størrelsen på den separerte ladningen, som er proporsjonal med forskjellen i elektronegativiteter, og avstanden mellom de to ladningene, det vil si bindingslengden.
Dipolmomentet er avgjørende for å forstå hvorfor vann er polart, siden den totale polariteten til et molekyl kommer fra vektorsummen av alle dets dipolmomenter.
molekylær geometri
Geometrien til et molekyl indikerer hvordan atomene er fordelt rundt et sentralt atom. For eksempel, i vann er det sentrale atomet oksygen, så molekylgeometrien indikerer hvordan de to hydrogenatomene er orientert rundt oksygenet.
Det er forskjellige måter å bestemme molekylær geometri på. Det enkleste er gjennom teorien om valenselektronparrepulsion, som sier at elektronparene som omgir det sentrale atomet (enten det er bindende eller ensomme elektronpar) vil være orientert for å være så langt fra hverandre som mulig.
Etter å ha bestemt hvordan elektronene er fordelt rundt det sentrale atomet, bestemmes geometrien ved å se på hvor bindingene peker (ikke tatt i betraktning de ensomme elektronparene).
Etter å ha forstått disse to konseptene, la oss nå analysere vannmolekylet, dets bindinger og dets geometri:
OH-bindingene i vann er polare bindinger.
Vann har to hydrogenatomer bundet til ett oksygenatom. Elektronegativitetsforskjellen mellom oksygen og hydrogen er 1,24, noe som gjør det til en ganske polar binding (se tabellen ovenfor). Figuren ovenfor illustrerer dipolmomentet til denne bindingen. Vær oppmerksom på det faktum at vektoren ofte er tegnet til siden av lenken for enkel visning; imidlertid faller den faktisk sammen med OH-bindingen, og peker fra hydrogenkjernen mot oksygenkjernen.
Vannmolekylet har vinkelgeometri
I vannmolekylet er oksygenatomet sp 3 hybridisert og er omgitt av fire par elektroner (de to hydrogenbindingsparene og to udelte parene). Valenselektronparrepulsionsteorien sier at fire par elektroner vil peke mot endene av et vanlig tetraeder. Med andre ord vil de to hydrogenatomene peke mot to av de fire hjørnene av et tetraeder, noe som gjør vannmolekylet til et kantete molekyl.
Vinkelen mellom de to bindingene skal være en tetraedrisk vinkel på 109,5º, men de to ensomme elektronparene frastøter bindingselektronene sterkere, og begrenser vinkelen litt. Resultatet er at de to OH-bindingene i vann danner en vinkel på 104,45º som vist i figuren over.
Polare bindinger + vinkelgeometri = polart molekyl
Det er viktig å erkjenne det faktum at det å ha polare bindinger ikke sikrer at et molekyl er polart. Faktisk har karbondioksid to polare bindinger, men dipolmomentene deres opphever hverandre. Av denne grunn er molekylet ikke-polart.
Dette skjer ikke med vannmolekylet, siden det ikke er lineært, men kantet. Nå som vi har et klart bilde av egenskapene til vannmolekylet, kan vi gå videre til å bestemme netto dipolmomentet til molekylet. Dette gjøres ved å tegne begge dipolmomentene på toppen av molekylet, og deretter utføre vektortilsetningen:
Tilsetningen kan utføres grafisk, ved hjelp av parallellogrammetoden, som vist på høyre side av forrige figur. Som man kan se, produserer begge dipolmomentene et netto dipolmoment som peker mot oksygenet som passerer gjennom sentrum av molekylet.
Til syvende og sist er dette netto dipolmomentet grunnen til at vann er et polart molekyl.
