Polaritet (kjemi)
Kjemisk polaritet er en tilstand i en atomgruppe der den elektriske ladningen er forskjøvet, slik at tyngdepunktene for henholdsvis positiv og negativ ladning ikke ligger på samme sted.[1] Denne forskyvningen har betegnelsen elektrisk dipolmoment og kan angis i Coulombmeter.
Polare molekyler må inneholde polare bindinger på grunn av en forskjell i elektronegativitet mellom de bundne atomer. Et polært molekyl med to eller flere polære bindinger må ha en geometri som er asymmetrisk i minst én retning, slik at bindingsdipolene ikke kansellerer hverandre.
Polare stoffer har en positivt elektrisk ladet ende (+pol), og en negativt elektrisk ladet ende, som for eksempel vannmolekylet.
Polare molekyler samhandler gjennom dipol–dipol intermolekylære krefter og hydrogenbindinger.[2] Polaritet ligger til grunn for en rekke fysiske egenskaper, inkludert overflatespenning, løselighet og smelte- og kokepunkter.[3]
Polaritet av bindinger rediger
Ikke alle atomer tiltrekker seg elektroner med samme kraft. Mengden "trekk" et atom utøver på elektronene kalles dets elektronegativitet. Atomer med høye elektronegativiteter - som fluor, oksygen og nitrogen - utøver større trekk på elektroner enn atomer med lavere elektronegativiteter som alkalimetaller og jordalkalimetaller. I en binding fører dette til ulik deling av elektroner mellom atomene, ettersom elektroner vil bli trukket nærmere atomet med høyere elektronegativitet.
Fordi elektroner har en negativ ladning, fører ulik deling av elektroner i en binding til dannelsen av en elektrisk dipol: en separasjon av positiv og negativ elektrisk ladning. Fordi mengden av ladning som er atskilt i slike dipoler, vanligvis er mindre enn en grunnladning, kalles de partielle ladninger, betegnet som δ+ (delta pluss) og δ- (delta minus). Disse symbolene ble introdusert av Sir Christopher Ingold og Dr. Edith Hilda (Usherwood) Ingold i 1926.[4][5] Binding dipolmomentet beregnes ved å multiplisere mengden ladning som er separert og avstanden mellom ladningene.
Disse dipolene i molekyler kan samhandle med dipoler i andre molekyler, og skape dipol-dipol intermolekylære krefter.
Klassifisering rediger
Bindinger kan falle mellom de to ytterpunktene - å være helt upolare eller helt polare. En helt upolar binding oppstår når elektronegativitetene er identiske og derfor har en forskjell på null. En fullstendig polær binding kalles mer korrekt en ionebinding, og oppstår når forskjellen mellom elektronegativiteter er stor nok til at det ene atom faktisk tar et elektron fra det andre. Uttrykkene "polar" og "upolær" brukes vanligvis på kovalente bindinger, det vil si bindinger der polariteten ikke er fullstendig. For å bestemme polariteten til en kovalent binding ved hjelp av numeriske midler, brukes forskjellen mellom atomenes elektronegativitet.
Bindingspolaritet er vanligvis delt inn i tre grupper som er løst basert på forskjellen i elektronegativitet mellom de to bundet atomene. Ifølge Pauling-skalaen:
- Upolare bindinger oppstår vanligvis når forskjellen i elektronegativitet mellom de to atomene er mindre enn 0,5
- Polare bindinger oppstår vanligvis når forskjellen i elektronegativitet mellom de to atomene er omtrent mellom 0,5 og 2,0
- Ioniske bindinger oppstår vanligvis når forskjellen i elektronegativitet mellom de to atomene er større enn 2,0
Pauling baserte dette klassifiseringsskjemaet på en partiell ionisk karakter av en binding, som er en omtrentlig funksjon av forskjellen i elektronegativitet mellom de to bundne atomene. Han estimerte at en forskjell på 1,7 tilsvarer 50% ionisk karakter, slik at en større forskjell tilsvarer en binding som overveiende er ionisk.[6]
Som kvantemekanisk beskrivelse foreslo Pauling at bølgefunksjonen for et polært molekyl AB er en lineær kombinasjon av bølgefunksjoner for kovalente og ioniske molekyler: ψ = aψ(A:B) + bψ(A+B−). Mengden kovalent og ionisk karakter avhenger av verdiene til de kvadratiske koeffisientene a2 og b2.[7]
Polaritet av molekyler rediger
Mens molekylene kan beskrives som "polar kovalent", "upolar kovalent" eller "ionisk", er dette ofte et relativt begrep, med et molekyl som ganske enkelt er mer polart eller mer upolart enn et annet. Imidlertid er følgende egenskaper typiske for slike molekyler.
Et molekyl består av en eller flere kjemiske bindinger mellom molekylære orbitaler med forskjellige atomer. Et molekyl kan være polart enten som et resultat av polare bindinger på grunn av forskjeller i elektronegativitet som beskrevet ovenfor, eller som et resultat av et asymmetrisk arrangement av upolare kovalente bindinger og ikke-bindende elektronpar kjent som en full molekylær orbital.
Polare stoffer rediger
Et polært molekyl har en netto dipol som et resultat av de motsatte ladningene (dvs. har delvis positive og delvise negative ladninger) fra polare bindinger arrangert asymmetrisk. Vann (H2O) er et eksempel på et polart molekyl siden det har en liten positiv ladning på den ene siden og en liten negativ ladning på den andre. Dipolene kanselleres ikke, noe som resulterer i en nettodipol. På grunn av den polare naturen til selve vannmolekylet, er andre polare molekyler vanligvis i stand til å løses opp i vann. I flytende vann har molekyler en fordeling av dipolmomenter (område ≈ 1,9 - 3,1 D (Debye)) på grunn av mangfoldet av hydrogenbundne miljøer. Andre eksempler inkluderer sukker (som sukrose), som har mange polære oksygen-hydrogen- (-OH) grupper og generelt sett er svært polære.
Hvis bindingsdipolmomentene til molekylet ikke kanselleres, er molekylet polært. For eksempel inneholder vannmolekylet (H2O) to polære O-H-bindinger i en bøyd (ikke-lineær) geometri. Bindingsdipolmomentene kanselleres ikke, slik at molekylet danner en molekylær dipol med sin negative pol ved oksygenet og sin positive pol midt mellom de to hydrogenatomene. På figuren forbinder hver binding det sentrale O-atomet med en negativ ladning (rød) til et H-atom med en positiv ladning (blå).
Hydrogenfluorid, HF, molekylet har polare kovalente bindinger - i de kovalente bindingen fortrenges elektroner mot det mer elektronegative fluoratomet.
Ammoniakk, NH3, er et molekyl med tre N-H-bindinger, hvor de bare er litt polar (mot det mer elektronegative nitrogenatomet). Molekylet har to enkeltelektroner i en bane som peker mot den fjerde toppen av et tetraeder, som spådd av (VSEPR-teorien). Denne orbitalen deltar ikke i kovalent binding; den er elektronrik, noe som resulterer i en kraftig dipol over hele ammoniakkmolekylet.
I ozon (O3) -molekyler er de to O-O-bindingene ikke-polare (det er ingen elektronegativitetsforskjell mellom atomer av samme element). Distribusjonen av andre elektroner er imidlertid ujevn - siden det sentrale atomet må dele elektroner med to andre atomer, men hvert av de ytre atomer må dele elektroner med bare ett annet atom, er sentralatomet mer fratatt elektroner enn de andre (det sentrale atomet har en formell ladning på +1, mens de ytre atomene hver har en formell ladning på - 1⁄2). Siden molekylet har en bøyd geometri, blir resultatet en dipol over hele ozonmolekylet.
Når man sammenligner et polart og upolart molekyl med lignende molare masser, har det polare molekylet generelt et høyere kokepunkt, fordi dipol – dipolinteraksjonen mellom polare molekyler resulterer i sterkere intermolekylære attraksjoner. En vanlig form for polær interaksjon er hydrogenbindingen, som også er kjent som H-bindingen. For eksempel danner vann H-bindinger og har en molarmasse M = 18 og et kokepunkt på +100°C[8], sammenlignet med ikke-polær metan med M = 16 og et kokepunkt på -161°C[9].
Upolare stoffer rediger
Et upolart stoff er et stoff som enten ikke inneholder grunnstoffer med tilstrekkelig stor forskjell i elektronegativitet til å danne en positivt elektrisk ladet ende og en negativt ladet ende eller har en symmetrisk fordeling av disse forskjellene. Upolare stoffer kan dessuten ikke danne hydrogenbindinger.
Et upolart stoff er i motsetning til polare stoffer et molekyl med symmetrisk ladningsfordeling. Det oppstår ikke poler i noen ender, unntatt spontant innimellom når elektronfordelingen er ujevn. Når spontane ujevne elektronfordelinger oppstår innad i et upolart molekyl vil det kunne oppstå svake elektrostatiske bindinger mellom molekylene. Vi kaller kreftene som holder slike bindinger sammen for Londonkrefter eller dispersjonskrefter.
Karbondioksid (CO2) har to polære C = O-bindinger, men CO2-geometrien er lineær slik at de to bindingsdipolmomentene kanselleres og det ikke er noe netto molekylært dipolmoment; molekylet er ikke-polart.
Eksempler på upolare forbindelser til husholdningen inkluderer fett, olje og bensin. De fleste ikke-polare molekyler er ikke vannoppløselige (hydrofobe) ved romtemperatur. Mange upolare organiske løsningsmidler, som terpentin, er i stand til å oppløse upolare stoffer.
Referanser rediger
- ^ «Kva held atom saman?». Naturfagsenteret (norsk). Besøkt 18. mars 2021.
- ^ Pedersen, Bjørn (29. desember 2020). «intermolekylære krefter». Store norske leksikon. Besøkt 18. mars 2021.
- ^ «Kjemisk binding - Institutt for biovitenskap». www.mn.uio.no (norsk). Universitetet i Oslo - Institutt for biovitenskap. Besøkt 18. mars 2021.
- ^ Jensen, William B. (Mai 2009). «The Origin of the "Delta" Symbol for Fractional Charges». Journal of Chemical Education. 5 (engelsk). 86: 545. ISSN 0021-9584. doi:10.1021/ed086p545. Besøkt 18. mars 2021.
- ^ Ingold, Christopher Kelk; Ingold, Edith Hilda (1926). «CLXIX.—The nature of the alternating effect in carbon chains. Part V. A discussion of aromatic substitution with special reference to the respective roles of polar and non-polar dissociation; and a further study of the relative directive efficiencies of oxygen and nitrogen». J. Chem. Soc. 0 (engelsk). 129: 1310–1328. ISSN 0368-1769. doi:10.1039/JR9262901310. Besøkt 18. mars 2021.
- ^ Pauling, Linus (1960). The nature of the chemical bond and the structure of molecules and crystals : an introduction to modern structural chemistry (Third edition utg.). Ithaca, N.Y. s. 98–100. ISBN 0-8014-0333-2. OCLC 545520.
- ^ Pauling, Linus (1960). The nature of the chemical bond and the structure of molecules and crystals : an introduction to modern structural chemistry (Third edition utg.). Ithaca, N.Y. s. 66. ISBN 0-8014-0333-2. OCLC 545520.
- ^ «Water». webbook.nist.gov (engelsk). Besøkt 18. mars 2021.
- ^ CRC handbook of chemistry and physics : a ready-reference book of chemical and physical data. (2016-2017, 97th edition utg.). Boca Raton, Florida. 2017. ISBN 978-1-4987-5429-3. OCLC 957751024.