Molekylær polaritet

Molekylær polaritet er en vektorsum

Først: en binding kan have en dipol

Når to bundne atomer har forskellig elektronegativitet, forskydes bindingens elektrontæthed mod det atom, der tiltrækker stærkest. Det giver partielle ladninger δ+ og δ− og et bindingsdipolmoment. Forskellen i elektronegativitet er nyttig som første pejlemærke, men der findes ingen universel grænse, hvor en binding pludselig går fra kovalent til ionisk.

Derefter: dipolerne skal lægges sammen med retning

Et dipolmoment er en vektor. To polære bindinger kan derfor godt indgå i et upolært molekyle, hvis symmetrien får vektorerne til at ophæve hinanden. I CO₂ er de to C=O-dipoler lige store og modsatrettede i en lineær geometri; i H₂O forhindrer den bøjede form denne ophævelse.

Geometrien kan ændre resultatet fuldstændigt

Symmetriske molekyler med polære bindinger

BF₃ er trigonal-plan. Hver B–F-binding er polær, men de tre vektorer ligger 120° fra hinanden, og deres sum er nul i det ideelle molekyle. CF₄ viser samme princip i tre dimensioner: fire ækvivalente C–F-dipoler ophæver hinanden i en tetraedrisk geometri.

Frie elektronpar og forskellige substituenter bryder symmetrien

NH₃ er trigonal-pyramidal, fordi nitrogen har et frit elektronpar; de tre N–H-dipoler ophæver ikke hinanden. I CH₂Cl₂ er geometrien omtrent tetraedrisk, men substituenterne er ikke ens, så vektorsummen bliver heller ikke nul.

Dipolmoment, polariserbarhed og intermolekylære kræfter

Et permanent dipolmoment angives ofte i debye (D) og afhænger både af ladningsadskillelsen og af afstanden mellem ladningerne. Det må ikke forveksles med polariserbarhed, som beskriver hvor let elektronskyen kan deformeres. Et upolært molekyle som I₂ kan være meget polariserbart.

Polaritet påvirker intermolekylære kræfter, men står ikke alene. Størrelse, polariserbarhed og mulighed for hydrogenbinding er også vigtige. Derfor er “lige opløser lige” en nyttig første tommelfingerregel, ikke en universel lov for opløselighed.

En sikker analysemetode

1. Tegn en rimelig Lewis-struktur og identificér elektrondomænerne.
2. Bestem molekylgeometrien, ikke kun elektrondomænegeometrien.
3. Markér den omtrentlige retning af hvert bindingsdipol.
4. Undersøg, om symmetri tvinger vektorerne til at ophæve hinanden.
5. Hvis de ikke ophæves, angiv retningen af det resulterende dipolmoment.

Fremgangsmåden undgår den klassiske fejl at afgøre molekylær polaritet alene ud fra, om der findes polære bindinger.

Dipolmomentet er en målbar vektor

For to adskilte ladninger ±q er størrelsen af dipolmomentet μ = qr. I et molekyle er ladningsfordelingen kontinuert, men vektorideen er den samme: dipolmomentet beskriver den rumlige forskydning mellem positiv og negativ ladning.

Dipolmomenter angives ofte i debye (D). HCl er polært, fordi elektrontætheden er forskudt mod Cl. CO₂ har lokale C=O-bindingsdipoler, men det samlede molekylære dipolmoment er nul på grund af symmetrien.

Et molekyle med μ = 0 kan stadig være stærkt polariserbart og have betydelige dispersionskræfter. »Upolært« betyder derfor ikke, at elektrontætheden er ens overalt.

Symmetri giver en hurtig polaritetstest

Det er ikke en tabel, der skal læres udenad. Det afgørende spørgsmål er, om symmetrien tvinger vektorsummen af bindingsdipolerne til nul.

Molekylevælger

Polaritet, væsker og opløselighed

Polære opløsningsmidler kan stabilisere polære molekyler gennem dipol–dipol-interaktioner, og ioner stabiliseres især af ion–dipol-interaktioner. Det ligger bag tommelfingerreglen »lige opløser lige«, men reglen er kun kvalitativ.

Store upolære dele, hydrogenbindingsdonorer og -acceptorer, molekylstørrelse og entropi spiller også ind. Ethanol blandes godt med vand på grund af OH-gruppen, mens længere alkoholer bliver stadig mindre vandopløselige, når kulbrintedelen vokser.

Elektrostatisk potentiale og konformation

Kort over elektrostatisk potentiale viser, hvor et molekyle er relativt elektronrigt eller elektronfattigt. CO₂ kan derfor have elektronrige oxygenender og et mere elektronfattigt carboncenter, selv om det samlede dipolmoment er nul.

Fleksible molekyler har heller ikke nødvendigvis ét fast dipolmoment. Rotation om enkeltbindinger ændrer retningen af lokale bindingsdipoler, så forskellige konformationer kan have forskellige nettomomenter. I opløsning kan den målte værdi være et gennemsnit over mange konformationer.

Løste opgaver