Πώς λέτε εάν μια μοριακή ένωση είναι πολική ή όχι;
1. Σχεδιάστε τη δομή Lewis:
* Προσδιορίστε το κεντρικό άτομο: Αυτό είναι συνήθως το λιγότερο ηλεκτροαρνητικό άτομο στο μόριο.
* μετρήστε τα ηλεκτρόνια συνολικού σθένους: Προσθέστε τα ηλεκτρόνια σθένους όλων των ατόμων στο μόριο.
* Συνδέστε τα άτομα με μεμονωμένους δεσμούς: Τοποθετήστε το κεντρικό άτομο στο κέντρο και συνδέστε το με τα άλλα άτομα.
* Ολοκληρώστε οκτάδες: Προσθέστε μοναχικά ζεύγη ηλεκτρονίων στα εξωτερικά άτομα (εκτός από το υδρογόνο) για να ικανοποιήσετε τον κανόνα οκτώ (οκτώ ηλεκτρόνια γύρω από κάθε άτομο).
2. Προσδιορίστε τη μοριακή γεωμετρία:
* Χρησιμοποιήστε τη θεωρία VSEPR: Η θεωρία του ζεύγους ηλεκτρονίων ζεύγους (VSEPR) του ζεύγους (VSEPR) βοηθά στην πρόβλεψη του σχήματος των μορίων. Δηλώνει ότι τα ζεύγη ηλεκτρονίων γύρω από ένα κεντρικό άτομο απωθείται μεταξύ τους και προσπαθούν να μεγιστοποιήσουν την απόσταση μεταξύ τους.
* Κοινές γεωμετρίες:
* Γραμμική: Δύο ζεύγη ηλεκτρονίων γύρω από το κεντρικό άτομο (π.χ. CO2).
* Trigonal Planar: Τρία ζεύγη ηλεκτρονίων (π.χ., BF3).
* Tetrahedral: Τέσσερα ζεύγη ηλεκτρονίων (π.χ., CH4).
* Τριγωνική πυραμιδική: Τρία ζεύγη συγκόλλησης και ένα μοναδικό ζευγάρι (π.χ., NH3).
* λυγισμένο: Δύο ζεύγη συγκόλλησης και δύο μοναχικά ζεύγη (π.χ. H2O).
3. Αναλύστε την πολικότητα των δεσμών:
* Ηλεκτροργατιστικότητα: Η ηλεκτροαρνητικότητα είναι ένα μέτρο της ικανότητας ενός ατόμου να προσελκύει ηλεκτρόνια σε έναν δεσμό.
* πολικοί δεσμοί: Εάν η διαφορά ηλεκτροαρνητικότητας μεταξύ δύο συνδεδεμένων ατόμων είναι σημαντική (μεγαλύτερη από 0,4), ο δεσμός θεωρείται πολικός. Το περισσότερο ηλεκτροαρνητικό άτομο θα έχει ένα μερικό αρνητικό φορτίο (Δ-) και το λιγότερο ηλεκτροαρνητικό άτομο θα έχει ένα μερικό θετικό φορτίο (δ+).
4. Προσδιορίστε τη μοριακή πολικότητα:
* συμμετρικά μόρια: Εάν ένα μόριο έχει συμμετρική γεωμετρία και όλοι οι δεσμοί είναι μη πολικοί, το μόριο είναι μη πολικό. Αυτό οφείλεται στο γεγονός ότι τα δίπολα των ομολόγων ακυρώνουν ο ένας τον άλλον.
* Ασύμμετρα μόρια: Εάν ένα μόριο έχει συμμετρική γεωμετρία αλλά περιέχει πολικούς δεσμούς ή εάν το μόριο έχει ασύμμετρη γεωμετρία, το μόριο είναι πολικό. Αυτό οφείλεται στο γεγονός ότι τα δίπολα των ομολόγων δεν ακυρώνουν ο ένας τον άλλον και οδηγούν σε μια καθαρή διπολική στιγμή.
Παραδείγματα:
* CO2: Γραμμική γεωμετρία, συμμετρικοί, μη πολικοί δεσμοί (η διαφορά ηλεκτροαρνητικότητας είναι μικρή). μη πολικό μόριο .
* h2o: Λυγισμένη γεωμετρία, ασύμμετρους, πολικούς δεσμούς (σημαντική διαφορά ηλεκτροαρνητικότητας μεταξύ οξυγόνου και υδρογόνου). πολικό μόριο .
* CH4: Τετραεδρική γεωμετρία, συμμετρικούς, μη πολικούς δεσμούς (μικρή διαφορά ηλεκτροαρνητικότητας μεταξύ άνθρακα και υδρογόνου). μη πολικό μόριο .
Βασικά σημεία:
* Η πολικότητα είναι ένας κρίσιμος παράγοντας που επηρεάζει τις φυσικές και χημικές ιδιότητες ενός μορίου, συμπεριλαμβανομένου του σημείου βρασμού, της διαλυτότητας και της αντιδραστικότητας.
* Θυμηθείτε, ακόμη και αν ένα μόριο περιέχει πολικούς δεσμούς, μπορεί να είναι ακόμα μη πολική εάν η γεωμετρία του είναι συμμετρική.
