Belangrijkste verschil - Polaire versus niet-polaire moleculen

Atomen van verschillende of dezelfde elementen komen samen om moleculen te vormen. De binding die wordt gevormd door een elektronenpaar tussen twee atomen te delen, wordt een "covalente binding" genoemd. Verschillende atomen tonen in verschillende mate aantrekking tot elektronen. Hun vermogen om elektronen naar zich toe te trekken, wordt elektronegativiteit genoemd. Atomen zoals F, Cl, O vertonen een grotere elektronegativiteit in vergelijking met atomen zoals C, P, S. Wanneer twee atomen met een elektronegativiteitsverschil van 0,4 < worden gebonden, worden polaire moleculen gevormd. Als het elektronegativiteitsverschil tussen de atomen < 0,4 is, wordt het molecuul niet-polair. De grootste verschil tussen polaire en niet-polaire moleculen is het netto dipoolmoment. Het netto dipoolmoment wordt gevormd op de atomen van polaire moleculen, maar niet op niet-polaire moleculen.

Dit artikel legt uit,

1. Wat zijn polaire moleculen? - Definitie, formatie, eigenschappen, voorbeelden

2. Wat zijn niet-polaire moleculen? - Definitie, formatie, eigenschappen, voorbeelden

3. Wat is het verschil tussen polaire en niet-polaire moleculen?

Wat zijn polaire moleculen?

Polaire moleculen worden gevormd als gevolg van elektronegatieve atomen of door asymmetrische rangschikking van niet-polaire bindingen en eenzame elektronenparen op hetzelfde molecuul. De volgende voorbeelden zullen de twee fenomenen op een meer uitgebreide manier uitleggen.

Watermolecuul:

De elektronegativiteiten van H en O zijn respectievelijk 2,20 en 3,44. Het verschil in waarden is 1,24 en voldoet aan de belangrijkste criteria voor het vormen van een polaire binding. Elektronen worden meer aangetrokken naar het O-atoom dat een relatief grotere elektronegativiteit heeft. Hierdoor ontstaat er een netto dipool op het molecuul. O zou licht negatief zijn (δ-), terwijl H-atomen licht positief zijn (δ+).

Bij het bepalen van de polariteit van een molecuul speelt ook de vorm van het molecuul een grote rol. Laten we dit scenario beter begrijpen door rekening te houden met het koolstofdioxidemolecuul.

C is een minder elektronegatief atoom dan O (2,55 en 3,44) en voldoet aan de eis van 0,4 elektronegativiteitsverschil. Vanwege de vorm van het molecuul zijn de dipoolmomenten op beide C-O-bindingen echter in tegengestelde richtingen, waardoor ze elkaar opheffen. Het netto dipoolmoment is dus nul.

Polaire moleculen worden, wanneer ze samen zijn, tot elkaar aangetrokken via de tegenovergestelde ladingen op hun atomen. Deze krachten zijn sterker dan krachten tussen niet-polaire moleculen, maar minder sterk dan ionische krachten.

Positief geladen H-atomen maken waterstofbruggen met negatief geladen O-atomen. Als H-atomen betrokken zijn bij het vormen van dergelijke attracties, worden ze waterstofbruggen genoemd. Intermoleculaire krachten die worden gevormd zonder enige betrokkenheid van waterstofatomen, worden dipool-dipoolkrachten genoemd. Polaire moleculen lossen alleen op in polaire oplosmiddelen, omdat ze geen attracties kunnen vormen met niet-polaire oplosmiddelen.

Polaire verbindingen vertonen hogere smeltpunten en kookpunten in vergelijking met niet-polaire verbindingen met vergelijkbare molecuulmassa's. Er moet energie worden geleverd om intermoleculaire bindingen te verbreken. Vandaar dat smeltpunten en kookpunten hoog zijn. Dit resulteert in een lage dampdruk en de verdampingssnelheid is lager dan die van niet-polaire moleculen. Bovendien vertonen polaire moleculen een grotere oppervlaktespanning.

Wat zijn niet-polaire moleculen?

In tegenstelling tot een polair molecuul, is er geen negatieve of positieve lading op niet-polaire moleculen. Dit komt omdat de twee atomen vergelijkbare aantrekkingskracht hebben op de elektronen die ze delen. Het elektronegativiteitsverschil tussen de twee atomen is <0,4. Daarom is het elektronenpaar gelijkmatig verdeeld over de atomen. Meestal zijn diatomische gassen van hetzelfde element niet-polaire moleculen. Bijv.: – O₂, N₂, Cl₂ enz. Koolwaterstofmoleculen zoals methaan, pentaan en hexaan zijn niet-polaire moleculen.

Opgemerkt moet worden dat niet-polaire moleculen London-dispersiekrachten kunnen vertonen die worden geïnduceerd door asymmetrische verdeling van elektronen. Dit is een spontane en tijdelijke kracht en is de zwakste van alle intermoleculaire krachten. Deze Londense krachten zijn voldoende voor het oplossen van niet-polaire moleculen in niet-polaire oplosmiddelen. Omdat deze krachten echter zwakker zijn dan polaire dipoolkrachten, vermengen ze zich niet als niet-polaire moleculen worden opgelost in polaire oplosmiddelen. In plaats daarvan zal een heterogeen systeem worden gevormd. Het oplosproces wordt in dit geval energetisch niet begunstigd.

In vergelijking met polaire moleculen met dezelfde molecuulmassa hebben niet-polaire moleculen lagere smelt- en kookpunten vanwege het ontbreken van sterke intermoleculaire krachten. Bovendien vertonen de niet-polaire verbindingen, aangezien de moleculen gemakkelijk kunnen worden verdampt, een hoge dampdruk. Daarom vormen de meeste niet-polaire moleculen vluchtige verbindingen.

Bijv.: – pentaan, hexaan

Verschil tussen polaire en niet-polaire moleculen

netto dipool

Polaire moleculen: Net dipool is aanwezig vanwege verschillen in elektronegativiteit van deelnemende atomen of asymmetrische opstelling van het molecuul.

Niet-polaire moleculen: Netdipool is niet aanwezig omdat er atomen met vergelijkbare elektronegativiteit bij betrokken zijn of vanwege de symmetrische opstelling.

Elektronegativiteitsverschil

Polaire moleculen: Elektronegativiteitsverschil tussen atomen is <0,4.

Niet-polaire moleculen: Elektronegativiteitsverschil tussen atomen is> 0,4.

Moleculaire krachten

Polaire moleculen: Moleculaire krachten zijn vrij sterk en vormen H-bindingen of dipool-dipoolbindingen.

Niet-polaire moleculen: Moleculaire krachten zijn de zwakste die beschikbaar zijn; vormt Londen verspreide krachten.

Fysieke eigenschappen

Polaire moleculen: Polaire moleculen hebben een hoog kookpunt, smeltpunt, lage dampdruk en hoge oppervlaktespanning.

Niet-polaire moleculen: Apolaire moleculen hebben een laag kookpunt, smeltpunt, hoge dampdruk en lage oppervlaktespanning.

Voorbeelden

Polaire moleculen: Voorbeelden zijn Water, HF en CHF_3.

Niet-polaire moleculen: Voorbeelden zijn pentaan, hexaan en kooldioxide.

Verwijzing:

"Molecuul - Vorming." Atomen, moleculen, stoffen en soorten - JRank-artikelen. n.p., n.d. Web. 02 februari 2017. "Waterbehandelingsoplossingen." LENNTECH. n.p., n.d. Web. 02 februari 2017. "Polaire versus niet-polaire moleculen: wat u moet weten." Udemy-blog. n.p., n.d. Web. 02 februari 2017. “Wat zijn de eigenschappen van niet-polaire moleculen? | Socratisch.” Socratic.org. n.p., n.d. Web. 02 februari 2017. "London Dispersion Forces." London Dispersion Forces. n.p., n.d. Web. 02 februari 2017. "Niet-polair lost niet-polair op?" Chemische fora. n.p., n.d. Web. 02 februari 2017. Afbeelding met dank aan: "Figuur 02 01 11" door CNX OpenStax (CC BY 4.0) via Commons Wikimedia