Molekyylien kaksi pääluokkaa ovat polaariset molekyylit ja ei-polaariset molekyylit. Jonkin verran molekyylit ovat selvästi polaarisia tai ei-polaarisia, kun taas monilla on jonkin verran napaisuutta ja ne kuuluvat jonnekin väliin. Tässä katsotaan mitä polaarinen ja ei-polaarinen tarkoittaa, kuinka ennustaa onko molekyyli yksi tai toinen, ja esimerkkejä edustavista yhdisteistä.
Avaintyypit: polaarinen ja ei-polaarinen
- Kemiassa napaisuus viittaa sähkövarauksen jakautumiseen atomien, kemiallisten ryhmien tai molekyylien ympärille.
- Polaarisia molekyylejä esiintyy, kun sitoutuneiden atomien välillä on elektronegatiivisuusero.
- Ei-polaarisia molekyylejä esiintyy, kun elektronit jakautuvat tasavertaisesti piimaan molekyylin atomien välillä tai kun polaariset sidokset suuremmassa molekyylissä kumoavat toisiaan.
Polaariset molekyylit
Polaarisia molekyylejä esiintyy, kun kaksi atomia eivät jaa elektroneja tasaisesti kovalenttinen sidos. dipoli muodostaa siten, että osa molekyylistä sisältää pienen positiivisen varauksen ja toinen osa sisältää pienen negatiivisen varauksen. Tämä tapahtuu, kun välillä on ero
elektronegatiivisuus kustakin atomista. Äärimmäinen ero muodostaa ionisen sidoksen, kun taas pienempi ero muodostaa polaarisen kovalenttisen sidoksen. Onneksi voit etsiä elektronegatiivisuutta pöydällä ennustamaan, muodostuvatko atomit todennäköisesti polaariset kovalenttiset sidokset. Jos kahden atomin välinen elektronegatiivisuusero on välillä 0,5 - 2,0, atomit muodostavat polaarisen kovalenttisen sidoksen. Jos atomien elektronegatiivisuusero on suurempi kuin 2,0, sidos on ioninen. Ioniyhdisteet ovat erittäin polaarisia molekyylejä.Esimerkkejä polaarimolekyyleistä ovat:
- Vesi - H2O
- Ammoniakki - NH3
- Rikkidioksidi - SO2
- Rikkivety - H2S
- etanoli - C2H6O
Huomaa, että ioniset yhdisteet, kuten natriumkloridi (NaCl), ovat polaarisia. Kuitenkin suurimman osan ajasta, kun ihmiset puhuvat "polaarisista molekyyleistä", he tarkoittavat "polaarisia kovalenttisia molekyylejä" eikä kaikkia tyyppejä polaarisia yhdisteitä!
Epäpolaariset molekyylit
Kun molekyylit jakavat elektroneja tasaisesti kovalenttisessa sidoksessa, molekyylissä ei ole nettovarausta. Epäpolaarisessa kovalenttisessa sidoksessa elektronit jakautuvat tasaisesti. Voit ennustaa, että ei-polaariset molekyylit muodostuvat, kun atomilla on sama tai samanlainen elektronegatiivisuus. Yleensä, jos kahden atomin välinen elektronegatiivisuusero on alle 0,5, sidos on pidetään ei-polaarisina, vaikka ainoat todella ei-polaariset molekyylit ovat sellaisia, jotka on muodostettu identtisillä atomia.
Ei-polaariset molekyylit muodostuvat myös, kun atomit jakavat a polaarinen sidos Järjestä siten, että sähkövaraukset poistavat toisiaan.
Esimerkkejä ei-polaarisista molekyyleistä ovat:
- Mikä tahansa jaloista kaasuista: Hän, Ne, Ar, Kr, Xe (Nämä ovat atomeja, ei teknisesti molekyylejä.)
- Mikä tahansa homonukleaarinen diatominen elementti: H2, N2, O2, Cl2 (Nämä ovat todella ei-polaarisia molekyylejä.)
- Hiilidioksidi - CO2
- Bentseeni - C6H6
- Hiilitetrakloridi - CCl4
- Metaani - CH4
- Eteeni-C2H4
- Hiilivetynesteet, kuten bensiini ja tolueeni
- Useimmat orgaaniset molekyylit
Napaisuus ja sekoitusratkaisut
Jos tiedät molekyylien napaisuuden, voit ennustaa sekoittuvatko ne kemiallisten liuosten muodostumiseen vai eivät. Yleinen sääntö on, että "kuten liukenee kuin", mikä tarkoittaa, että polaariset molekyylit liukenevat muihin polaarisiin nesteisiin ja ei-polaariset molekyylit liukenevat ei-polaarisiksi nesteiksi. Siksi öljy ja vesi eivät sekoitu: öljy on polaarista, kun taas vesi on polaarista.
On hyödyllistä tietää, mitkä yhdisteet ovat välituotteita polaaristen ja ei-polaaristen välillä, koska voit käyttää niitä välituotteena liuottaaksesi kemikaalin sellaiseksi, jota se ei sekoittaisi muuten. Esimerkiksi, jos haluat sekoittaa ioniyhdistettä tai polaarista yhdistettä orgaaniseen liuottimeen, saatat pystyä liuottamaan sen etanoliin (polaarinen, mutta ei paljon). Sitten voit liuottaa etanoliliuoksen orgaaniseen liuottimeen, kuten ksyleeniin.
Lähteet
- Ingold, C. K.; Ingold, E. H. (1926). "Vaihtelevan vaikutuksen luonne hiiliketjuissa. Osa V. Keskustelu aromaattisesta substituutiosta erityisesti viittaamalla vastaaviin polaarisen ja ei-polaarisen dissosiaation rooleihin; ja jatkotutkimus hapen ja typen suhteellisista direktiiveistä ". J. Chem. soc.: 1310–1328. doi:10,1039 / jr9262901310
- Pauling, L. (1960). Kemiallisen sidoksen luonne (3. painos). Oxford University Press. ss. 98–100. ISBN 0801403332.
- Ziaei-Moayyed, Maryam; Goodman, Edward; Williams, Peter (marraskuu 1 000). "Polaaristen nestevirtojen sähköinen taipuminen: ymmärretty osoitus". Journal of Chemical Education. 77 (11): 1520. doi:10,1021 / ed077p1520