Både polære og upolare molekyler findes i kovalente stoffer. Nogle kovalente molekyler har evnen til at blive polariseret, og nogle gør det ikke. Polare molekyler og upolare molekyler interagerer med hinanden på forskellige måder. Polare molekyler interagerer med hinanden ved kræfter, såsom dipol-dipol-interaktioner, mens ikke-polare molekyler interagerer med hinanden gennem London-spredningskræfter. Lad os se på, hvordan disse molekyler adskiller sig fra hinanden i naturen, og hvordan de interagerer med hinanden.

Denne artikel forklarer,

1. Hvad er polare molekyler? - Definition, egenskaber og eksempler 2. Hvad er upolare molekyler? - Definition, egenskaber og eksempler 3. Hvordan interagerer polare og upolare molekyler med hinanden?

Hvad er polare molekyler

Polare molekyler er et resultat af asymmetrisk spredte elektroner i et molekyle. En kovalent binding dannes ved at dele to elektroner mellem to atomer. Disse atomer kan være af det samme element eller af to forskellige elementer. Når der er to forskellige elementer involveret, kan de have lignende elektronegativiteter (evnen til at tiltrække elektroner) eller forskellige elektronegativiteter. Hvis elektronegativitetsforskellen mellem to atomer er 0,4 <, er der en stor tendens til, at det mere elektronegative atom trækker det delte elektronpar mod sig selv. Derfor vil der være en lille negativ ladning (δ-) induceret på den, hvilket efterlader det andet atom lidt positivt (δ+). Denne proces kaldes polarisering.

Figur 1: Permanent dipol af vandmolekyle

Vandmolekyle er et fint eksempel på polare molekyler. Elektronegativitetsforskellen mellem O og H er 1,5; derfor tiltrækkes de delte elektroner mere mod oxygenatomet, som er mere elektronegativt. Derfor siges det, at vandmolekylet er polariseret.

Nogle andre eksempler på polare molekyler er ammoniak (NH₃), Hydrogensulfid (H₂S) og svovldioxid (SO₂).

Hvad er upolare molekyler

Ikke -polære molekyler har symmetrisk fordelte elektroner; derfor er der ingen ladningsseparation. Grundlæggende sker dette, når to atomer med lignende elektronegativitet samles for at danne en kovalent binding. Derfor er elektronparret, de deler, næsten ikke forudindtaget i nogen af ​​de deltagende atomer. Ingen ladningsseparation kan ses i sådanne molekyler. Selvom der er ladningsseparation, annullerer formen af ​​nogle molekyler imidlertid ladningerne. CO₂ er et typisk eksempel.

Figur 2: Lewis -struktur af kuldioxid

Selvom der er tilstrækkelig elektronegativitetsforskel mellem C- og O -atomer til at kvalificere sig til en polær binding, annulleres ladningerne på grund af molekylets lineære form, hvilket resulterer i en nettodipol på nul. Derfor betragtes kuldioxidmolekylet som et upolært molekyle.

Eksempler på upolare forbindelser er hovedsageligt diatomiske gasmolekyler, såsom N.₂, Cl₂ og O.₂. Kulbrintevæsker er også det meste af tiden upolære. Toluen, benzin, pentan og hexan er nogle eksempler.

Hvordan interagerer polare og upolare molekyler med hinanden

De to typer molekyler interagerer forskelligt med hinanden.

Hvordan interagerer polære molekyler med hinanden

Figur 3: Dipol-Dipol-interaktion mellem to HCl-molekyler

Polare molekyler interagerer med hinanden ved kræfter såsom dipol-dipol-interaktioner. Det blev tidligere diskuteret, at polære molekyler har ujævn ladningsfordeling på grund af asymmetrisk elektrondispersion. Derfor tiltrækkes den lidt positive ende af et polært molekyle mod den lidt negative ende af et andet molekyle. Ovenstående figur (3) viser interaktionen klart.

Det lidt positive H -atom i et molekyle tiltrækkes mod det lidt negative Cl -atom i det andet molekyle. Tiltrækningskraften mellem de to molekyler er kendt som en dipol-dipol-interaktion.

Der er en særlig form for dipol-dipol-interaktion, som kaldes hydrogenbinding. Denne interaktion involverer en brintdonor, som er et stærkt elektronegativt atom i et molekyle, der donerer dets hydrogen for at danne en binding med et andet stærkt elektronegativt atom med et ensomt par elektroner, fra et andet molekyle. Sidstnævnte kaldes en hydrogenacceptor. Den følgende figur (4) illustrerer hydrogenbinding i vand.

Figur 4: Hydrogenbinding i vand

Oxygenatomet mærket B accepterer hydrogen fra oxygenatomet A og danner en binding mellem de to vandmolekyler. Oxygenatom A er brintdonoren, mens oxygenatom B er hydrogenacceptoren.

Hvordan interagerer ikke-polare molekyler med hinanden

Ikke-polare molekyler kan ikke danne dipol-dipol-interaktioner. I stedet interagerer de med hinanden ved at danne spredningsstyrker i London.

Elektroner i et molekyle bevæger sig tilfældigt. Når elektronerne samles mod den ene ende af det ikke-polare molekyle, induceres en lille negativ ladning i den særlige ende. Det gør den anden ende af molekylet lidt positivt. Dette fører til en midlertidig ladningsseparation på molekylet. Når et andet upolært molekyle kommer til nabolaget, har det tidligere molekyle også mulighed for at inducere en dipol på sidstnævnte. Dette sker på grund af frastødning af lignende ladninger.

Elektrontætheden af ​​den negative ende af molekylet A afviser elektronerne i den tilstødende ende af molekyle B, hvilket fremkalder en positiv ladning i den ende. Derefter dannes en svag binding i de to ender.

Interaktion mellem polære og upolare molekyler

London dispersioner kaldes meget svagere end dipol-dipol kræfter af polare molekyler. Derfor er tendensen for polare molekyler til at interagere med ikke-polare molekyler minimal. Fordi energien frigivet ved dannelsen af ​​dispersionskræfter mellem polære og upolare molekyler ikke er nok til at bryde stærke dipol-dipol-interaktioner mellem polare molekyler. Derfor kan ikke-polære opløste stoffer opløses i polære opløsningsmidler.

Reference:

Kurtus, Ron. "Polare og ikke-polare molekyler." Forståelse for kemi: Skole for mestre. N.p., n.d. Web. 7. februar 2017. "Hvorfor opløser polære og upolare forbindelser ikke hinanden?" Kemisk stakudveksling. N.p., n.d. Web. 07. februar 2017.

Billede høflighed:

"Dipoli acqua" Af Riccardo Rovinetti-Eget arbejde (CC BY-SA 3.0) via Commons Wikimedia

"Kuldioxid-oktet-prik-kryds-farve-kodet-2D" Af Ben Mills-Eget arbejde (Public Domain) via Commons Wikimedia

“Dipol-dipol-interaktion-i-HCl-2D” Af Benjah-bmm27-Eget arbejde (Public Domain) via Commons Wikimedia

"Hydrogenbinding-i-vand-2D" (Public Domain) via Commons Wikimedia