Chemická polarita - Chemical polarity
V chemii je polarita oddělení elektrického náboje vedoucího k tomu, že molekula nebo její chemické skupiny mají elektrický dipólový moment , se záporně nabitým koncem a kladně nabitým koncem.
Polární molekuly musí obsahovat polární vazby kvůli rozdílu v elektronegativitě mezi vázanými atomy. Polární molekula se dvěma nebo více polárními vazbami musí mít geometrii, která je asymetrická alespoň v jednom směru, aby se dipóly vazby navzájem nerušily.
Polární molekuly interagují prostřednictvím mezipolekulárních sil dipól -dipól a vodíkových vazeb . Polarita je základem řady fyzikálních vlastností, včetně povrchového napětí , rozpustnosti a teplot tání a varu.
Polarita vazeb
Ne všechny atomy přitahují elektrony stejnou silou. Množství „tahu“, kterým atom působí na své elektrony, se nazývá jeho elektronegativita . Atomy s vysokou elektronegativitou - jako je fluor , kyslík a dusík - vyvíjejí na elektrony větší zátěž než atomy s nižší elektronegativitou, jako jsou alkalické kovy a kovy alkalických zemin . Ve vazbě to vede k nerovnoměrnému sdílení elektronů mezi atomy, protože elektrony budou přitahovány blíže k atomu s vyšší elektronegativitou.
Protože elektrony mají záporný náboj, nerovnoměrné sdílení elektronů uvnitř vazby vede k vytvoření elektrického dipólu : oddělení kladného a záporného elektrického náboje. Protože množství náboje oddělené v takových dipólech je obvykle menší než základní náboj , říká se jim částečné náboje , označované jako δ+ ( delta plus) a δ− (delta minus). Tyto symboly zavedli Sir Christopher Ingold a Dr. Edith Hilda (Usherwood) Ingold v roce 1926. Dipólový moment vazby se vypočítá vynásobením množství odděleného náboje a vzdálenosti mezi náboji.
Tyto dipóly v molekulách mohou interagovat s dipóly v jiných molekulách, což vytváří mezipolekulární síly dipól-dipól .
Klasifikace
Dluhopisy mohou spadat mezi jeden ze dvou extrémů - být zcela nepolární nebo zcela polární. Zcela nepolární vazba nastane, když jsou elektronegativity identické, a proto mají rozdíl nula. Zcela polární vazba se správněji nazývá iontová vazba a nastává, když je rozdíl mezi elektronegativitami dostatečně velký, aby jeden atom ve skutečnosti vzal elektron druhému. Termíny „polární“ a „nepolární“ se obvykle používají pro kovalentní vazby , to znamená pro vazby, kde polarita není úplná. K určení polarity kovalentní vazby pomocí numerických průměrů se používá rozdíl mezi elektronegativitou atomů.
Polarita vazby je obvykle rozdělena do tří skupin, které jsou volně založeny na rozdílu v elektronegativitě mezi dvěma vázanými atomy. Podle Paulingovy stupnice :
- Nepolární vazby se obecně vyskytují, když je rozdíl v elektronegativitě mezi dvěma atomy menší než 0,5
- Polární vazby se obecně vyskytují, když je rozdíl v elektronegativitě mezi dvěma atomy zhruba mezi 0,5 a 2,0
- Iontové vazby obecně vznikají, když je rozdíl v elektronegativitě mezi dvěma atomy větší než 2,0
Pauling založil toto klasifikační schéma na částečném iontovém charakteru vazby, což je přibližná funkce rozdílu v elektronegativitě mezi dvěma vázanými atomy. Odhadl, že rozdíl 1,7 odpovídá 50% iontového charakteru, takže větší rozdíl odpovídá vazbě, která je převážně iontová.
Jako kvantově mechanické popisu Pauling navrhuje, aby vlnová funkce pro polární molekuly AB je lineární kombinace funkcí vlnových pro kovalentní a iontových molekul: ψ = aψ (A: B) + bψ (A + B - ). Množství kovalentního a iontového charakteru závisí na hodnotách čtvercových koeficientů a 2 a b 2 .
Polarita molekul
Zatímco molekuly mohou být popsány jako „polární kovalentní“, „nepolární kovalentní“ nebo „iontové“, toto je často relativní termín, přičemž jedna molekula je jednoduše polárnější nebo nepolárnější než jiná. Pro takové molekuly jsou však typické následující vlastnosti.
Molekula se skládá z jedné nebo více chemických vazeb mezi molekulárními orbitaly různých atomů. Molekula může být polární buď v důsledku polárních vazeb v důsledku rozdílů v elektronegativitě, jak je popsáno výše, nebo v důsledku asymetrického uspořádání nepolárních kovalentních vazeb a nevazebných párů elektronů známých jako plně molekulární orbitál .
Polární molekuly
Polární molekula má čistý dipól v důsledku opačných nábojů (tj. S částečnými kladnými a částečnými zápornými náboji) z polárních vazeb uspořádaných asymetricky. Voda (H 2 O) je příkladem polární molekuly, protože má mírný pozitivní náboj na jedné straně a mírně záporný náboj na straně druhé. Dipóly se neruší, což má za následek čistý dipól. Vzhledem k polární povaze samotné molekuly vody jsou ostatní polární molekuly obecně schopné se ve vodě rozpustit. Dipólový moment vody závisí na jejím stavu. V plynné fázi je dipólový moment ≈ 1,86 Debye (D), zatímco kapalná voda (≈ 2,95 D) a led (≈ 3,09 D) jsou vyšší kvůli odlišným prostředím vázaným vodíkem. Mezi další příklady patří cukry (jako sacharóza ), které mají mnoho polárních skupin kyslík -vodík (-OH) a jsou celkově vysoce polární.
Pokud se vazebné dipólové momenty molekuly nezruší, je molekula polární. Například molekula vody (H 2 O) obsahuje dvě polární vazby O - H v ohnuté (nelineární) geometrii. Vazebné dipólové momenty se neruší, takže molekula tvoří molekulární dipól se svým záporným pólem na kyslíku a kladným pólem uprostřed mezi dvěma atomy vodíku. Na obrázku každá vazba spojuje centrální atom O se záporným nábojem (červená) s atomem H s kladným nábojem (modrá).
Fluorovodík , HF, molekula je polární základě polárních kovalentních vazeb - v kovalentních elektrony vazby jsou posunuta směrem k více elektronegativní atomy fluoru.
Amoniak , NH 3 , je molekula, jejíž tři vazby N -H mají jen mírnou polaritu (směrem k elektronegativnějšímu atomu dusíku). Molekula má dva osamocené elektrony na orbitálu, který směřuje ke čtvrtému vrcholu přibližně pravidelného čtyřstěnu, jak předpovídala teorie VSEPR . Tento orbitál se neúčastní kovalentních vazeb; je bohatý na elektrony, což má za následek silný dipól v celé molekule amoniaku.
V molekulách ozonu (O 3 ) jsou dvě vazby O - O nepolární (mezi atomy stejného prvku není žádný rozdíl v elektronegativitě). Distribuce ostatních elektronů je však nerovnoměrná - protože centrální atom musí sdílet elektrony se dvěma dalšími atomy, ale každý z vnějších atomů musí sdílet elektrony pouze s jedním dalším atomem, centrální atom je zbaven elektronů více než ostatní (centrální atom má formální náboj +1, zatímco vnější atomy každý má formální náboj - 1 / 2 ). Protože má molekula ohnutou geometrii, výsledkem je dipól v celé molekule ozónu.
Při porovnávání polární a nepolární molekuly s podobnými molárními hmotnostmi má polární molekula obecně vyšší bod varu, protože interakce dipól -dipól mezi polárními molekulami má za následek silnější mezimolekulární přitažlivost. Jednou z běžných forem polární interakce je vodíková vazba , která je také známá jako H-vazba. Například voda vytváří H-vazby a má molární hmotnost M = 18 a bod varu +100 ° C, ve srovnání s nepolárním metanem s M = 16 a bodem varu –161 ° C.
Nepolární molekuly
Molekula může být nepolární buď tehdy, když existuje stejné sdílení elektronů mezi dvěma atomy diatomické molekuly, nebo kvůli symetrickému uspořádání polárních vazeb ve složitější molekule. Například fluorid boritý (BF 3 ) má trigonální planární uspořádání tří polárních vazeb při 120 °. Výsledkem není celkový dipól v molekule.
Oxid uhličitý (CO 2 ) má dvě polární vazby C = O, ale geometrie CO 2 je lineární, takže dva vazebné dipólové momenty se ruší a neexistuje čistý molekulový dipólový moment; molekula je nepolární.
Příklady nepolárních sloučenin pro domácnost zahrnují tuky, olej a benzín/benzín. Většina nepolárních molekul je při pokojové teplotě nerozpustná ve vodě ( hydrofobní ). Mnoho nepolárních organických rozpouštědel , jako je terpentýn , je schopno rozpustit nepolární látky.
V molekule metanu (CH 4 ) jsou čtyři vazby C -H uspořádány čtyřstěnně kolem atomu uhlíku. Každá vazba má polaritu (i když ne příliš silnou). Vazby jsou uspořádány symetricky, takže v molekule není celkový dipól. Diatomická molekula kyslíku (O 2 ) nemá polaritu v kovalentní vazbě kvůli stejné elektronegativitě, proto v molekule není polarita.
Amfifilní molekuly
Velké molekuly, které mají jeden konec s připojenými polárními skupinami a druhý konec s nepolárními skupinami, jsou popsány jako amfifilní nebo amfifilní molekuly. Jsou to dobré povrchově aktivní látky a mohou pomáhat při tvorbě stabilních emulzí nebo směsí vody a tuků. Povrchově aktivní látky snižují mezifázové napětí mezi olejem a vodou adsorpcí na rozhraní kapalina - kapalina.
Tato amfifilní molekula má na pravé straně několik polárních skupin ( hydrofilní , milující vodu ) a na levé straně dlouhý nepolární řetězec ( lipofilní , milující tuk ). To mu dává povrchově aktivní vlastnosti
Micely - jsou lipofilní konce molekuly povrchově aktivní látky rozpustí v oleji, zatímco hydrofilní nabité konce zůstávají mimo ve vodné fázi, stínění zbytek hydrofobní micely. Tímto způsobem se malé kapičky oleje stanou rozpustnými ve vodě.
Fosfolipidy jsou účinné přírodní povrchově aktivní látky, které mají důležité biologické funkce
Průřez strukturami, které mohou být tvořeny fosfolipidy . Mohou tvořit micely a jsou životně důležité pro tvorbu buněčných membrán
Předpovídání polarity molekul
| Vzorec | Popis | Příklad | název | Dipólový moment | |
|---|---|---|---|---|---|
| Polární | AB | Lineární molekuly | CO | Kysličník uhelnatý | 0,112 |
| HA x | Molekuly s jediným H | HF | Fluorovodík | 1,86 | |
| A x OH | Molekuly s OH na jednom konci | C 2 H 5 OH | Ethanol | 1,69 | |
| O x A y | Molekuly s O na jednom konci | H 2 O | Voda | 1,85 | |
| N x A y | Molekuly s N na jednom konci | NH 3 | Amoniak | 1,42 | |
| Nepolární | A 2 | Diatomické molekuly stejného prvku | O 2 | Dioxygen | 0,0 |
| C x A y | Většina sloučenin uhlovodíků | C 3 H 8 | Propan | 0,083 | |
| C x A y | Uhlovodík se středem inverze | C 4 H 10 | Butan | 0,0 |
Určení skupiny bodů je užitečný způsob, jak předpovědět polaritu molekuly. Obecně platí, že molekula nebude mít dipólový moment, pokud se jednotlivé vazebné dipólové momenty molekuly navzájem ruší. Důvodem je, že dipólové momenty jsou euklidovské vektorové veličiny s velikostí a směrem a dva stejné vektory, které budou proti sobě, se zruší.
Jakákoli molekula se středem inverze („i“) nebo horizontální zrcadlovou rovinou („σ h “) nebude mít dipólové momenty. Podobně, molekuly s více než jedním C n ose otáčení nebude mít dipólový moment, protože dipólové momenty nemůže ležet ve více než jednom rozměru . V důsledku tohoto omezení nebudou mít všechny molekuly s dihedrální symetrií (D n ) dipólový moment, protože podle definice mají skupiny bodů D dvě nebo více os C n .
Protože skupiny bodů C 1 , C s , C ∞h C n a C n v nemají střed inverze, horizontální zrcadlové roviny nebo více os C n , budou mít molekuly v jedné z těchto skupin bodů dipólový moment.
Elektrický průhyb vody
Na rozdíl od populární mylné představy, elektrická výchylka proudu vody z nabitého předmětu není založena na polaritě. K vychýlení dochází v důsledku elektricky nabitých kapiček v proudu, které nabitý předmět indukuje. Proud vody může být také vychýlen v jednotném elektrickém poli, které nemůže vyvíjet sílu na polární molekuly. Navíc poté, co je proud vody uzemněn, již jej nelze odklonit. Slabá výchylka je možná i u nepolárních kapalin.
Viz také
- Chemické vlastnosti
- Koloidní
- Čisticí prostředek
- Elektronegativity prvků (datová stránka)
- Skupina polárních bodů