Hej venner, I har måske mange tvivl om polariteten i nogle molekyler i kemiverdenen. Mange af os er i tvivl om polariteten af SO2 (svovldioxid). Så jeg vil dele mine oplysninger med jer for at fjerne tvivlen om SO2’s polaritet.
Er SO2 polær eller upolær? SO2 er polær af natur på grund af forskellen i elektronegativitet mellem svovl- og oxygenatomer. Jo større forskellen i elektronegativitet er, desto mere polært vil molekylet være. SO2’s bøjede form skyldes afstødningen mellem de ikke-bundne elektroner på svovl- og oxygenatomerne. Den usymmetriske form identificerer også, om et molekyle er polært eller ej.
Hvorfor er SO2 polært?
I SO2-molekylet har svovl 6 elektroner i sin ledige skal, og ilten har også 6 elektroner i sin ledige skal. 4 elektroner fra svovl bindes med de to elektronpar fra begge oxygenatomer omkring svovl.
Og efter bindingen i SO2-molekylet forbliver den ulige ladning på svovl og oxygen. Der forbliver 2 ubundne elektroner på svovl og 4 elektroner på begge iltatomer.
Der opstår derfor en ulige ladningsfordeling efter bindingen af SO2-molekylet. Det ensomme par, der er til stede på svovl og det ensomme par, der er til stede på iltatomerne, forårsager frastødning mellem hinanden.
Svovl er mere elektronegativ end ilt, som følge heraf deler ilt-svovl-bindingen ulige ladningsfordeling, og bindingen, der dannes i den, er polær.
I henhold til VSEPR-teorien er frastødningen mellem to ensomme par større end frastødningen mellem det ensomme par og bindingsparret.
Sådan er det også i tilfældet SO2, at det ensomme par, der er til stede på svovl- og iltatomerne, giver afstødning mellem dem.
I sådanne tilfælde som SO2, hvor der er mere end én gruppe af ensomme par til stede, er molekylets geometriske form lidt anderledes sammenlignet med det molekyle, hvor alle grupper er bindinger.
Faktorer, der påvirker polariteten af en kemisk forbindelse
Polariteten af et molekyle afgøres på baggrund af den ulige ladningsfordeling af de involverede atomer i molekylet. Den ulige ladningsfordeling resulterer i nettodipolmomentet.
Molekylet, som har en ikke-nul-værdi af nettodipolmomentet, er polært, mens molekylet, hvis nettodipolmoment er lig nul, er upolært. CO2, O2 er et eksempel på upolære molekyler.
Du kan læse artiklen om årsagen til CO2’s upolaritet.
Molekyler, der har et nettodipolmoment på nul, skyldes, at der er lige stor ladningsfordeling på atomerne i molekylet. Derfor bliver dipolmomentet ophævet og resulterer i et netto-nul dipolmoment.
Dipolmoment = Bindingslængde * ladning på hvert element
Det beregnede dipolmoment for SO2 (svovldioxid) er 1,6 debyes.
Det er bedre at forstå, at forskellen i elektronegativitet er en af de vigtigste faktorer, der påvirker polariteten.
Polariteten af et molekyle er direkte proportional med forskellen mellem elektronegativiteten af de involverede atomer i molekylet.
Et molekyls polaritet og upolaritet afhænger af de forskellige faktorer, såsom
- Molekylær geometri af molekylet
- Antal af tilstedeværende identiske atomer.
- Antal af tilstedeværende lone par i molekylet.
- Molekylets symmetri.
I kemiens verden er elektronegativitet et mål for, hvor stærkt et atom kan tiltrække en elektron til sig selv.
Mere elektronegative atom kan tiltrække elektronen stærkt og lavt elektronegative atom kan svagt tiltrække elektronen.
SO2 bindingsvinkel
SO2-molekylet danner form af den trigonale planar. Lone pair repulsionen mellem ilt og svovl danner en bøjet form, og vinklen mellem bindingerne findes at være omkring 119-120 grader.
Atomernes placering i SO2 er sådan, at svovlatomet er til stede i midten/imellem begge iltatomer.
Det ensomme par, der er til stede på svovlatomet, forårsager imidlertid afstødning med det ensomme par, der er til stede på iltatomerne, hvilket resulterer i det V-formede/bent-formede SO2-molekyle.
Bindingsvinklen i SO2 = 120 grader.
For mere detaljerede oplysninger om geometri, hybridisering og lewis-struktur af SO2 bør du også se artiklen om lewis-strukturen af SO2.
Polære og upolære forbindelser
Vi bør alle forstå, at når to atomer danner en binding, deler de grundlæggende elektroner fra hinanden.
Og det er også vigtigt at huske på, at to forskellige atomer ikke deler lige meget elektroner fra hinanden. Det skyldes forskellen i elektronegativitet.
Atomet med større elektronegativitet tiltrækker det bundne elektronpar mod sig selv i forhold til atomet med mindre elektronegativitet.
Som det fremgår af de allerede gennemførte undersøgelser, er den binding, der dannes mellem to atomer, polær kovalent, hvis forskellen i elektronegativitet ligger mellem 0,5 og 1,6.
I denne binding ligger centrum for den negative ladning ikke i midten. Det vil ligge i enden af et atom med større elektronegativitet.
Og hvis forskellen i elektronegativitet er mindre end 0,5, er bindingen ikke-polær kovalent. Hvorimod, hvis forskellen i elektronegativitet er over 2, er bindingen ionisk.
For eksempel, i tilfældet SO2, har ilt en højere elektronegativitet end svovl, og det gør den polær. Svovl har en elektronegativitet på 2,58, mens ilt har en elektronegativitet på 3,44.
Og i tilfældet NaCl har kloratomet en højere elektronegativitet end natrium, hvilket gør, at kloratomet trækker det delte elektronpar mod sig selv.
Hvis du studerer naturvidenskab, er det meget nyttigt at huske, at når du bevæger dig til højre i det kemiske periodiske system, bliver grundstoffernes elektronegativitet højere.
Også, når du bevæger dig opad i det periodiske system, bliver grundstoffernes elektronegativitet højere.
Så, hvis du vil kontrollere, om et molekyle er polært eller ej.
Du bør notere værdien af elektronegativiteten for de atomer, der indgår i molekylet, antallet af ensomme par og bindinger.
Og den overordnede geometriske form af molekylet. Disse oplysninger er tilstrækkelige til at konkludere, om molekylet er polært eller upolært.