Før du bestemmer, om en forbindelse er polær, skal du bestemme, om bindingerne i den forbindelse er polære eller ej. Du er også nødt til at bestemme bindingenes molekylgeometri og ethvert elektronpar.
Inden du taler om, hvorvidt en hel forbindelse er polær eller ej, skal du se på, hvad der afgør, om en binding er polær eller ej. Du kan derefter anvende disse regler for at bestemme, om hvert molekyle er polært eller ikke-polært.
Hvad gør en Bond Polar?
Et molekyle er polært, hvis en del af det har en delvis positiv ladning, og den anden del har en delvis negativ ladning.
Når de er i en binding, kan atomer enten dele elektroner (kovalente) eller opgive dem (ioniske). Atomet, der holder elektronerne tættere, vil således være mere negativt ladet end det andet atom.
Elektronegativitet er et mål for, hvor meget et bestemt element ønsker elektroner. I afsnittet Ressourcer finder du en periodisk tabel, der rapporterer elektronegativiteten for hvert element. Jo højere dette tal, jo mere vil et atom af dette element "svine" elektronerne i en binding. For eksempel er fluor det mest elektronegative element.
Elektronegativitetsværdier kan hjælpe dig med at bestemme, hvilken slags binding der findes mellem to atomer. Er bindingen sandsynligvis ionisk eller kovalent? For at gøre dette skal du finde den absolutte værdi af forskellen mellem elektronegativiteterne for de to atomer. Baseret på denne værdi fortæller følgende tabel, om bindingen er en polær kovalent binding, kovalent binding eller ionbinding.
Obligationstype |
Elektronegativitetsforskel |
ren kovalent |
<0.4 |
polær kovalent |
mellem 0,4 og 1,8 |
ionisk |
>1.8 |
Tænk på vand. Hvad er elektronegativitetsforskellen mellem atomer i vand? Elektronegativitetsforskellen mellem H (2.2) og O (3.44) er 1.24. Som sådan er bindingen polær kovalent.
Bond polaritet og molekylær polaritet
Som du så ovenfor, kan en binding i et molekyle være polær. Hvad betyder dette for hele molekylet?
Ved bestemmelse af molekylpolaritet alle obligationer skal tages i betragtning. Dette betyder, at vektorpartiel ladning fra hver obligation skal lægges sammen. Hvis de annullerer, er molekylet muligvis ikke polært. Hvis der er vektorkomponenter tilbage, er bindingen polær.
For at finde retningen af disse vektorer skal du undersøge bindingenes molekylære geometri. Du kan finde dette via valence shell electron-pair repulsion (VSEPR) teori.
Teorien starter med ideen om, at elektronpar i et atons valensskal afviser hinanden (da lignende ladninger frastøder). Som et resultat vil elektronparene omkring et atom orientere sig for at minimere frastødende kræfter.
Se på vand igen. Vand er bundet til to hydrogener og har også to ensomme elektroner. Det har en tetraedrisk bøjet form.
For at bestemme, om molekylet er polært eller ej, skal du se på de delvise ladningsvektorer på de to bindinger i molekylet.
For det første er der to elektronpar på molekylet, hvilket betyder, at der vil være en stor negativ partieladningsvektor i den retning.
Dernæst er ilt mere elektronegativt end brint og vil svine elektronerne. Dette betyder, at den partielle ladningsvektor på hver binding vil have en negativ komponent, der peger mod iltet.
Den indvendige komponent af vektoren på hver obligation annulleres. Den del, der peger mod iltet, annulleres ikke. Som et resultat er der en netto delvis negativ ladning mod ilt siden af molekylet. Der er også en netto delvis position mod brint siden af molekylet.
Denne analyse afslører, at vand er en polært molekyle.
Hvad med CH4?
Først CH4 har ingen ensomme par, da alle elektroner er involveret i en enkelt binding mellem C og H. CH4 har en tetrahedral molekylær geometri.
Dernæst er CH-bindingen kovalent, da forskellen i elektronegativiteter er 0,35. Alle bindinger er kovalente, og der vil ikke være et stort dipolmoment. CH4 er et ikke-polært molekyle.
Forskellen mellem polære og ikke-polære molekyler kan således findes ved vektorerne med delvis ladning, der er resultatet af hver binding.
