Før du bestemmer om en forbindelse er polær, må du bestemme om bindingene i forbindelsen er polære eller ikke. Du må også bestemme molekylgeometrien til bindingene og eventuelle elektronpar.
Før du snakker om hvorvidt en hel forbindelse er polær eller ikke, ta en titt på hva som avgjør om en binding er polær eller ikke. Du kan deretter bruke disse reglene for å bestemme om hvert molekyl er polært eller ikke-polært.
Hva gjør en obligasjon polar?
Et molekyl er polært hvis en del av det har en delvis positiv ladning, og den andre delen har en delvis negativ ladning.
Når de er i en binding, kan atomer enten dele elektroner (kovalente) eller gi dem opp (ioniske). Atomet som holder elektronene nærmere vil således være mer negativt ladet enn det andre atomet.
Elektronegativitet er et mål på hvor mye et bestemt element vil ha elektroner. I seksjonen Ressurser finner du en periodisk tabell som rapporterer elektronegativiteten til hvert element. Jo høyere dette tallet er, desto mer vil et atom av dette elementet "hogge" elektronene i en binding. For eksempel er fluor det mest elektronegative elementet.
Elektronegativitetsverdier kan hjelpe deg med å bestemme hvilken type binding som eksisterer mellom to atomer. Er det sannsynlig at bindingen er ionisk eller kovalent? For å gjøre dette, finn den absolutte verdien av forskjellen mellom elektronegativitetene til de to atomene. Basert på denne verdien forteller tabellen nedenfor deg om bindingen er en polær kovalent binding, kovalent binding eller ionebinding.
Obligasjonstype |
Elektronegativitetsforskjell |
ren kovalent |
<0.4 |
polar kovalent |
mellom 0,4 og 1,8 |
ionisk |
>1.8 |
Tenk på vann. Hva er elektronegativitetsforskjellen mellom atomer i vann? Elektronegativitetsforskjellen mellom H (2.2) og O (3.44) er 1.24. Som sådan er bindingen polær kovalent.
Obligasjonspolaritet og molekylpolaritet
Som du så ovenfor, kan en binding i et molekyl være polær. Hva betyr dette for hele molekylet?
Ved bestemmelse av molekylpolaritet, alle obligasjoner må vurderes. Dette betyr at den delvise vektorgrafikken fra hver obligasjon må legges sammen. Hvis de avbryter, er det mulig at molekylet ikke er polært. Hvis det er vektorkomponenter igjen, er bindingen polær.
For å finne retningen til disse vektorene, må du undersøke molekylgeometrien til bindingene. Du finner dette via teorien om valence shell electron-pair repulsion (VSEPR).
Teorien starter med ideen om at elektronpar i valensskallet til et atom frastøter hverandre (siden lignende ladninger frastøter). Som et resultat vil elektronparene rundt et atom orientere seg for å minimere frastøtende krefter.
Ta en titt på vann igjen. Vann er bundet til to hydrogener og har også to ensomme elektroner. Den har en tetrahedral bøyd form.
For å avgjøre om molekylet er polært eller ikke, må du se på de partielle ladningsvektorene på de to bindingene i molekylet.
For det første er det to elektronpar på molekylet, noe som betyr at det vil være en stor negativ delvis ladningsvektor i den retningen.
Deretter er oksygen mer elektronegativ enn hydrogen og vil svine elektronene. Dette betyr at den partielle ladningsvektoren på hver binding vil ha en negativ komponent som peker mot oksygenet.
Den indre komponenten av vektoren på hver obligasjon vil avbrytes. Delen som peker mot oksygen vil ikke avbrytes. Som et resultat er det en netto delvis negativ ladning mot oksygensiden av molekylet. Det er også en netto delvis posisjon mot hydrogensiden av molekylet.
Denne analysen avslører at vann er en polar molekyl.
Hva med CH4?
Først CH4 har ingen ensomme par siden alle elektronene er involvert i en enkelt binding mellom C og H. CH4 har en tetrahedral molekylgeometri.
Deretter er CH-bindingen kovalent da forskjellen i elektronegativiteter er 0,35. Alle bindinger er kovalente, og det vil ikke være noe stort dipolmoment. Dermed har CH4 er et ikke-polært molekyl.
Forskjellen mellom polære og ikke-polare molekyler kan således bli funnet av vektorene med delvis ladning som følge av hver binding.