Hello barátaim, a kémia világában sok kétségetek lehet egyes molekulák polaritásával kapcsolatban. Sokunknak vannak kétségei az SO2 (kén-dioxid) polaritását illetően. Ezért megosztom veletek az információimat, hogy tisztázzuk a SO2 polaritásával kapcsolatos kételyeket.
A SO2 poláris vagy nem poláris? Az SO2 a kén- és az oxigénatomok közötti elektronegativitásbeli különbség miatt poláris természetű. Minél nagyobb az elektronegativitásbeli különbség, annál polárisabb lesz a molekula. Az SO2 hajlított alakját a kén- és az oxigénatomokon lévő, nem kötött elektronok közötti taszítás okozza. A nem szimmetrikus alak is jelzi, hogy a molekula poláros-e vagy sem.
Miért poláros az SO2?
A SO2 molekulában a kénnek 6 elektronja van az üres héjában, és az oxigénnek is 6 elektronja van az üres héjában. A kén 4 elektronja kötődik a két oxigénatom két elektronpárjával a kén körül.
Az SO2 molekulában a kötés után a kénen és az oxigénen megmarad az egyenlőtlen töltés. A kénen 2 kötés nélküli elektron marad, a két oxigénatomon pedig 4 elektron.
Ezért az SO2 molekula kötése után egyenlőtlen töltéseloszlás jön létre. A Kén és az Oxigén atomokon jelen lévő magányos pár taszítást okoz egymás között.
A Kén elektronegatívabb, mint az Oxigén, ennek következtében az Oxigén-Kén kötés egyenlőtlen töltéseloszlású, és a benne kialakuló kötés poláris.
A VSEPR elmélet szerint a két magányos pár közötti taszítás nagyobb, mint a magányos pár és a kötéspár közötti taszítás.
Hasonlóképpen, az SO2 esetében a kén- és oxigénatomokon jelenlévő magányos pár taszítást eredményez közöttük.
Az olyan esetekben, mint az SO2, ahol egynél több magányos pár csoport van jelen, a molekula geometriai alakja kissé eltér attól a molekulától, ahol minden csoport kötés.
A kémiai vegyület polaritását befolyásoló tényezők
A molekula polaritása a molekulában részt vevő atomok egyenlőtlen töltéseloszlása alapján dől el. Az egyenlőtlen töltéseloszlás eredményezi a nettó dipólusmomentumot.
Az a molekula, amelynek a nettó dipólusmomentuma nem nulla értékű, poláris, míg az a molekula, amelynek a nettó dipólusmomentuma nulla, nem poláris. A CO2, O2 példa a nem poláris molekulákra.
A CO2 nem polaritásának okát a cikkben olvashatja el.
Azok a molekulák, amelyek nettó dipólusmomentuma nulla, a molekula atomjainak egyenlő töltéseloszlásából adódnak. Ezért a dipólusmomentum kioltódik, és nettó nulla dipólusmomentumot eredményez.
Dipólusmomentum = Kötéshossz * töltés az egyes elemeken
A SO2 (kén-dioxid) számított dipólusmomentuma 1,6 debyes.
Jobb, ha megértjük, hogy az elektronegativitás különbsége az egyik fő tényező, amely a polaritást befolyásolja.
A molekula polaritása egyenesen arányos a molekulában részt vevő atomok elektronegativitásai közötti különbséggel.
A molekula polaritása és nem polaritása különböző tényezőktől függ, mint például
- A molekula molekuláris geometriája
- A jelen lévő azonos atomok száma.
- A molekulában jelen lévő magányos párok száma.
- A molekula szimmetriája.
A kémia világában az elektronegativitás azt méri, hogy egy atom milyen erősen képes magához vonzani egy elektront.
A több elektronegatív atom erősen, az alacsony elektronegatív atom pedig gyengén vonzza az elektront.
SO2 kötésszög
A SO2 molekula trigonális sík alakot alkot. Az oxigén és a kén közötti magányos pár taszítás hajlított alakot alakít ki, és a kötések közötti szöget 119-120 fok körül találjuk.
A SO2-ben az atomok elhelyezkedése olyan, hogy a kénatom a két oxigénatom között/közepén van jelen.
A kénatomon lévő magányos pár azonban taszítást okoz az oxigénatomokon lévő magányos párral, ami a V alakú/bent alakú SO2 molekulát eredményezi.
A kötésszög az SO2-ben = 120 fok.
Az SO2 geometriájával, hibridizációjával és Lewis-szerkezetével kapcsolatos részletesebb információkért érdemes elolvasni az SO2 Lewis-szerkezetéről szóló cikket is.
Poláris és nem poláris vegyületek
Mindannyiunknak meg kell értenünk, hogy amikor két atom kötést képez, alapvetően elektronokat osztanak meg egymástól.
Azt is fontos szem előtt tartani, hogy két különböző atom nem egyenlő mértékben osztozik egymás elektronjain. Ez az elektronegativitáskülönbség miatt van.
A nagyobb elektronegativitású atom magához vonzza a kötött elektronpárt a kisebb elektronegativitású atomhoz képest.
A már elvégzett vizsgálatok szerint a két atom között kialakuló kötés poláris kovalens, ha az elektronegativitáskülönbség 0,5 és 1,6 között van.
Ebben a kötésben a negatív töltés középpontja nem középen helyezkedik el. Egy nagyobb elektronegativitású atom végén lenne.
Ha pedig az elektronegativitáskülönbség kisebb, mint 0,5, akkor a kötés nem poláros kovalens. Míg, ha az elektronegativitáskülönbség 2 fölött van, akkor a kötés ionos.
A SO2 esetében például az oxigénnek nagyobb az elektronegativitása, mint a kénnek, és ez teszi polárissá. A Kén elektronegativitása 2,58, míg az Oxigén elektronegativitása 3,44.
A NaCl esetében pedig a klóratomnak nagyobb az elektronegativitása, mint a nátriumnak, aminek köszönhetően a klóratom a megosztott elektronpárt maga felé húzza.
Ha valaki természettudományokat tanul, nagyon hasznos megjegyezni, hogy ahogy haladunk jobbra a kémia periódusos rendszerében, az elemek elektronegativitása egyre nagyobb lesz.
Szintén, ahogy haladunk felfelé a periódusos rendszerben, az elemek elektronegativitása egyre nagyobb lesz.
Így, ha ellenőrizni akarjuk, hogy egy molekula poláris-e vagy sem.
Meg kell jegyeznünk a molekulában részt vevő atomok elektronegativitásának értékét, a magányos párok és kötések számát.
És a molekula általános geometriai alakját. Ezek az információk elegendőek arra a következtetésre, hogy a molekula poláros vagy nem poláros.