Hoe de polariteit van een molecuul te bepalen?

Of een molecuul al dan niet polair is, hangt volledig af van de polariteit van de bindingen in een bepaalde verbinding en enkele parameters van deze bindingen. Maar voordat we ingaan op het bepalen van polariteit, volgt hier een korte uitleg van polariteit:

Een molecuul is polair als een deel ervan een gedeeltelijke positieve lading heeft en een ander deel een gedeeltelijke negatieve lading.

In een verbintenis, atomen kunnen elektronen delen (covalent) of ze opgeven (ionisch). Het atoom dat de elektronen dichterbij houdt, zal dus negatiever geladen zijn dan het andere atoom.

Elektronegativiteit is een maat voor hoeveel een bepaald element elektronen wil. In de sectie Bronnen vindt u een periodiek systeem met de elektronegativiteit van elk element. Hoe hoger dit getal, hoe meer een atoom van dat element de elektronen in een binding "opslokt".

Elektronegativiteitswaarden kunnen u helpen bepalen of een binding tussen twee atomen waarschijnlijk covalent of polair covalent is. Om dit te doen, vind je de absolute waarde van het verschil tussen de elektronegativiteiten van de twee atomen. Op basis van dit verschil geeft de volgende tabel aan of de binding polair covalent, covalent of ionisch is.

https://chem.libretexts.org/Courses/Oregon_Institute_of_Technology/OIT%3A_CHE_202_-_General_Chemistry_II/Unit_6%3A_Molecular_Polarity/6.1%3A_Electronegativity_and_Polarity

Aangezien het elektronegativiteitsverschil tussen H (2.2) en O (3.44) bijvoorbeeld 1,24 is, zou deze binding polair covalent zijn. Maar wat betekent dat voor een molecuul met een O-H-binding?

Hoewel een binding polair kan zijn binnen een molecuul, is het molecuul zelf dat misschien niet. Waarom is dit?

Gedeeltelijke kosten of dipoolmomenten (als gevolg van bindingspolariteit) zijn belangrijk bij het bepalen van de moleculaire polariteit. Maar, alle obligaties moeten worden overwogen. Als de vectoren van gedeeltelijke lading / dipoolmoment uiteindelijk opheffen, dan is het molecuul mogelijk niet polair.

Om dipoolmomenten te voorspellen, moet je de geometrie van de bindingen onderzoeken die je kunt vinden via de valentieschil-elektronenpaarafstoting (VSEPR)-theorie. Deze theorie begint met het idee dat elektronenparen in de valentieschil van een atoom elkaar afstoten. De elektronenparen rond een atoom zullen zich dus oriënteren om afstotende krachten te minimaliseren.

Kijk eens naar water. Water is gebonden aan twee waterstofatomen en heeft ook twee eenzame elektronenparen. Door de twee leenparen heeft het molecuul een tetraëdrische gebogen vorm. Om te bepalen of het molecuul polair is, moet je kijken naar de partiële ladingsvectoren.

Ten eerste zijn er twee elektronenparen op het molecuul, wat betekent dat er een grote gedeeltelijke ladingsvector in die richting zal zijn. Vervolgens is zuurstof meer elektronegatief dan waterstof en zal het de elektronen opslokken. Dit betekent dat de partiële ladingsvector op elke binding een component zal hebben die naar de zuurstof wijst.

Terwijl de binnenste component van de vector op elke binding zal annuleren, zal het gedeelte dat naar de zuurstof wijst dat niet doen. Als zodanig zal er een netto gedeeltelijke negatieve lading zijn aan de zuurstofzijde van het molecuul en een netto gedeeltelijke positie aan de waterstofzijde van het molecuul. Water is dus een polair molecuul.

Hoe zit het met CO₂?

Ten eerste, CO₂ heeft geen eenzame paren omdat alle elektronen betrokken zijn bij twee sets dubbele bindingen tussen C en O. Dit betekent dat CO₂ heeft een lineaire geometrie.

Vervolgens is de C-O-binding polair covalent, aangezien het verschil in elektronegativiteit 0,89 is. Nu moet je het dipoolmoment in kaart brengen om de moleculaire geometrie te doen. Het ene uiteinde van het molecuul heeft een gedeeltelijke negatieve lading die naar de zuurstof wijst. Maar dit geldt ook aan de andere kant. Hierdoor vallen de dipoolmomenten weg.

dus CO₂ is een niet-polair molecuul.

Test jezelf: Is CH₄ polair of niet-polair?

Hint: Teken de moleculaire vorm en bereken dan het elektronegativiteitsverschil.

Antwoord: Aangezien alle dipoolmomenten opheffen in dit tetraëdrische molecuul, CH₄ is apolair.