POLARITI (KIMIA): MOLEKUL DAN CONTOH POLAR - KIMIA - 2026

The kekutuban kimia adalah hotel dicirikan oleh kehadiran pengagihan heterogen ditanda ketumpatan elektron dalam molekul. Oleh itu, dalam strukturnya, terdapat kawasan bermuatan negatif (δ-), dan yang lain bermuatan positif (δ +), menghasilkan momen dipol.

Momen dipol (µ) ikatan adalah bentuk ungkapan polaritas molekul. Biasanya diwakili sebagai vektor yang asalnya berada di cas (+) dan hujungnya terletak di cas (-), walaupun beberapa ahli kimia melambangkannya secara terbalik.

Peta potensi elektrostatik untuk molekul air. Sumber: Benjah-bmm27 melalui Wikipedia.

Gambar atas menunjukkan peta potensi elektrostatik untuk air, H ₂ O. Kawasan kemerahan (atom oksigen) sesuai dengan yang mempunyai ketumpatan elektron tertinggi, dan juga dapat dilihat bahawa ini menonjol di kawasan biru (atom hidrogen ).

Oleh kerana penyebaran ketumpatan elektron tersebut bersifat heterogen, dikatakan bahawa terdapat kutub positif dan negatif. Itulah sebabnya kita bercakap mengenai 'polariti' kimia, dan momen dipol.

Momen dipole

Momen dipol µ ditakrifkan oleh persamaan berikut:

µ = δ · d

Di mana δ adalah cas elektrik setiap tiang, positif (+ δ) atau negatif (–δ), dan d adalah jarak di antara mereka.

Momen dipol biasanya dinyatakan dalam debye, diwakili oleh simbol D. Satu coulomb · meter sama dengan 2.998 · 10 ²⁹ D.

Nilai momen dipol ikatan antara dua atom berbeza adalah berkaitan dengan perbezaan elektronegativiti atom yang membentuk ikatan.

Agar molekul menjadi polar, struktur ikatannya tidak cukup untuk mempunyai ikatan polar, tetapi mesti juga mempunyai geometri asimetri; sedemikian rupa sehingga menghalang momen dipol saling membatalkan secara vektor.

Asimetri dalam molekul air

Molekul air mempunyai dua ikatan OH. Geometri molekul berbentuk sudut, iaitu berbentuk "V"; oleh itu, momen dipol ikatan tidak saling membatalkan, tetapi jumlahnya dihasilkan menjurus ke arah atom oksigen.

Peta potensi elektrostatik untuk H ₂ O mencerminkan ini.

Sekiranya molekul sudut HOH diperhatikan, persoalan berikut mungkin timbul: adakah ia benar-benar tidak simetri? Sekiranya paksi khayalan dilukis melalui atom oksigen, molekul akan terbahagi kepada dua bahagian yang sama: HOOH.

Tetapi, tidak demikian jika paksi khayalan itu mendatar. Apabila paksi ini sekarang membahagi kembali molekul menjadi dua bahagian, anda akan mempunyai atom oksigen di satu sisi, dan dua atom hidrogen di sisi lain.

Atas sebab ini, simetri jelas dari H ₂ O tidak lagi wujud, dan oleh itu dianggap sebagai molekul asimetri.

Molekul polar

Molekul polar mesti memenuhi serangkaian ciri, seperti:

-Pengedaran cas elektrik dalam struktur molekul tidak simetri.

-Mereka biasanya larut dalam air. Ini kerana molekul polar dapat berinteraksi dengan daya dipol-dipol, di mana air dicirikan dengan mempunyai momen dipol yang besar.

Di samping itu, pemalar dielektriknya sangat tinggi (78.5), yang membolehkannya mengasingkan cas elektrik, meningkatkan kelarutannya.

-Pada umumnya molekul polar mempunyai takat didih dan lebur yang tinggi.

Daya-daya ini dibentuk oleh interaksi dipol-dipol, daya penyebaran London dan pembentukan ikatan hidrogen.

-Mengikut cas elektrik mereka, molekul polar dapat mengalirkan elektrik.

Contoh

SW

Sulfur dioksida (SO ₂ ). Oksigen mempunyai elektronegativiti 3.44, sementara elektronegativiti sulfur adalah 2.58. Oleh itu, oksigen lebih elektronegatif daripada sulfur. Terdapat dua ikatan S = O, O mempunyai cas δ- dan cas S a δ +.

Oleh kerana ia adalah molekul sudut dengan S di bucu, dua momen dipol berorientasi pada arah yang sama; dan oleh itu, mereka menambah, menjadikan molekul SO _{2 menjadi} polar.

CHCl

Kloroform (HCCl ₃ ). Terdapat satu ikatan CH dan tiga ikatan C-Cl.

Elektronegativiti C adalah 2.55, dan elektronegativiti H adalah 2.2. Oleh itu, karbon lebih elektronegatif daripada hidrogen; dan oleh itu, momen dipol akan berorientasi dari H (δ +) ke arah C (δ-): C ^δ- -H ^{δ +} .

Dalam kes ikatan C-Cl, C mempunyai elektronegativiti 2.55, sementara Cl mempunyai elektronegativiti 3.16. Vektor dipol atau momen dipol berorientasikan dari C hingga Cl dalam tiga ikatan C ^{δ +} -Cl ^δ- .

Oleh kerana terdapat wilayah miskin elektron di sekitar atom hidrogen dan wilayah kaya elektron yang terdiri dari tiga atom klorin, CHCl ₃ dianggap sebagai molekul polar.

HF

Hidrogen fluorida hanya mempunyai satu ikatan HF. Elektronegativiti H adalah 2.22 dan elektronegativiti F ialah 3.98. Oleh itu, fluorin berakhir dengan ketumpatan elektron tertinggi, dan ikatan antara kedua-dua atom paling baik digambarkan sebagai: H ^{δ +} -F ^δ- .

NH

Ammonia (NH ₃ ) mempunyai tiga ikatan NH. Elektronegativiti N ialah 3.06 dan keelektronegatifan H adalah 2.22. Dalam ketiga-tiga ikatan, ketumpatan elektron berorientasikan nitrogen, menjadi lebih tinggi dengan adanya sepasang elektron bebas.

Molekul NH ₃ adalah tetrahedral, dengan atom N menempati bucu. Tiga momen dipol, sepadan dengan ikatan NH, berorientasi pada arah yang sama. Di dalamnya, δ- terletak di N, dan δ + di H. Oleh itu, ikatannya adalah: N ^δ- -H ^{δ +} .

Momen dipol ini, asimetri molekul, dan sepasang elektron bebas pada nitrogen, menjadikan ammonia molekul yang sangat polar.

Makromolekul dengan heteroatom

Apabila molekul sangat besar, tidak pasti untuk mengklasifikasikannya sebagai apolar atau polar sendiri. Ini kerana mungkin ada bahagian strukturnya dengan ciri-ciri apolar (hidrofobik) dan polar (hidrofilik).

Jenis sebatian ini dikenali sebagai amphiphiles atau amphipathics. Oleh kerana bahagian apolar dapat dianggap miskin elektron berbanding dengan bahagian kutub, terdapat polaritas yang terdapat dalam struktur, dan sebatian amfifilik dianggap sebatian polar.

Makromolekul dengan heteroatom secara amnya diharapkan mempunyai momen dipol, dan dengan demikian kekutuban kimia.

Heteroatom difahami sebagai yang berbeza dari yang membentuk kerangka struktur. Sebagai contoh, kerangka karbon secara biologi adalah yang paling penting dari semua itu, dan atom yang dengannya karbon membentuk ikatan (sebagai tambahan kepada hidrogen) disebut heteroatom.

Rujukan

1. Whitten, Davis, Peck & Stanley. (2008). Kimia. (Edisi ke-8.) Pembelajaran CENGAGE.
2. Prof Krishnan. (2007). Sebatian polar dan bukan polar. Kolej Komuniti St. Louis. Dipulihkan dari: users.stlcc.edu
3. Murmson, Serm. (14 Mac 2018). Cara Menjelaskan Polariti. Ilmu Pengetahuan. Dipulihkan dari: sciencing.com
4. Helmenstine, Anne Marie, Ph.D. (05 Disember 2018). Definisi dan Contoh Polar Bond (Polar Covalent Bond). Dipulihkan dari: thinkco.com
5. Wikipedia. (2019). Kekutuban kimia. Dipulihkan dari: en.wikipedia.org
6. Quimitube. (2012). Ikatan kovalen: polariti ikatan dan polaritas molekul. Dipulihkan dari: quimitube.com