Hallo vrienden, jullie hebben misschien veel twijfels over de polariteit van sommige moleculen in de scheikundewereld. Velen van ons hebben twijfels over de polariteit van SO2 (zwaveldioxide). Dus, ik zal mijn informatie met jullie delen om de twijfel over de polariteit van SO2 weg te nemen.
Is SO2 polair of niet-polair? SO2 is polair van aard vanwege het verschil in elektronegativiteit tussen zwavel- en zuurstofatomen. Hoe groter het verschil in elektronegativiteit, hoe polairder het molecuul. De gebogen vorm van SO2 is het gevolg van de afstoting tussen de ongebonden elektronen aanwezig op de zwavel- en zuurstofatomen. De onsymmetrische vorm geeft ook aan of een molecuul polair is of niet.
Waarom is SO2 polair?
In het SO2-molecuul heeft de zwavel 6 elektronen in zijn lege schil en heeft de zuurstof ook 6 elektronen in zijn lege schil. 4 elektronen van zwavel binden zich met de twee elektronenparen van beide zuurstofatomen rond zwavel.
En na binding in het SO2-molecuul blijft de ongelijke lading op Zwavel en Zuurstof. Er blijven 2 ongebonden elektronen over op Zwavel en 4 elektronen op beide zuurstofatomen.
Daarom ontstaat er een ongelijke ladingsverdeling na de binding van het SO2-molecuul. Het lone paar aanwezig op de Zwavel en de lone aanwezig op de Zuurstofatomen veroorzaakt afstoting tussen elkaar.
De Zwavel is elektronegatiever dan de Zuurstof, als gevolg daarvan deelt de zuurstof-Zwavel binding een ongelijke ladingsverdeling, en de daarin gevormde binding is polair.
Volgens de VSEPR theorie is de afstoting tussen twee lone paren groter dan de afstoting tussen het lone paar en het bindingspaar.
Ook in het geval van SO2 veroorzaakt het lone-pair op de zwavel- en zuurstofatomen afstoting tussen hen.
In gevallen als SO2, waarin meer dan één lone-pairgroep aanwezig is, is de geometrische vorm van het molecuul enigszins anders dan in het molecuul waarin alle groepen bindingen zijn.
Factoren die de polariteit van een chemische verbinding beïnvloeden
De polariteit van een molecuul wordt bepaald op basis van de ongelijke ladingsverdeling van de atomen die bij het molecuul betrokken zijn. De ongelijke ladingsverdeling resulteert in het netto dipoolmoment.
Het molecuul dat een niet-nulwaarde van het netto dipoolmoment heeft, is polair, terwijl het molecuul dat een netto dipoolmoment gelijk aan nul heeft, niet-polair is. CO2, O2 is een voorbeeld van niet-polaire moleculen.
U kunt het artikel lezen voor de reden van de niet-polariteit van CO2.
De moleculen die een netto dipoolmoment van nul hebben, zijn het gevolg van een gelijke verdeling van de ladingen over de atomen in het molecuul. Daarom wordt het dipoolmoment opgeheven en resulteert in een netto-nul dipoolmoment.
Dipoolmoment = bindingslengte * lading op elk element
Het berekende dipoolmoment van SO2 (zwaveldioxide) is 1,6 debyes.
Het is beter te begrijpen dat het verschil in elektronegativiteit een van de belangrijkste factoren is die van invloed zijn op de polariteit.
De polariteit van een molecuul is recht evenredig met het verschil tussen de elektronegativiteiten van de atomen die bij het molecuul betrokken zijn.
De polariteit en niet-polariteit van een molecuul hangt af van de verschillende factoren zoals
- Moleculaire geometrie van het molecuul
- Het aantal aanwezige identieke atomen.
- Het aantal lone paren aanwezig in het molecuul.
- De symmetrie van het molecuul.
In de wereld van de chemie is elektronegativiteit een maat voor hoe sterk een atoom een elektron naar zich toe kan trekken.
Meer elektronegatief atoom kan een elektron sterk aantrekken en een laag elektronegatief atoom kan het elektron zwak aantrekken.
SO2 Bindingshoek
Het SO2-molecuul vormt de vorm van de trigonale plataan. De lone pair repulsie tussen de zuurstof en zwavel vormt een gebogen vorm en de hoek tussen de bindingen blijkt ongeveer 119-120 graden te zijn.
De positie van de atomen in het SO2 is zodanig dat het zwavelatoom in het midden/tussen de beide zuurstofatomen aanwezig is.
Hoewel het lone paar aanwezig op het Zwavelatoom afstoting veroorzaakt met het lone paar aanwezig op de Zuurstofatomen resulterend in het V-vorm/bent-vormige SO2-molecuul.
De bindingshoek in SO2 = 120 graden.
Voor meer gedetailleerde informatie over de geometrie, hybridisatie en de lewis-structuur van SO2, moet u ook het artikel over de lewis-structuur van SO2 raadplegen.
Polaire en niet-polaire verbindingen
We moeten allemaal begrijpen dat wanneer twee atomen een binding vormen, ze in principe elektronen van elkaar delen.
En ook is het belangrijk om in gedachten te houden dat twee verschillende atomen het elektron van elkaar niet in gelijke mate delen. Dat komt door het verschil in elektronegativiteit.
Het atoom met meer elektronegativiteit trekt het paar gebonden elektronen naar zich toe in vergelijking met het atoom met minder elektronegativiteit.
Volgens de reeds verrichte studies is de tussen twee atomen gevormde binding polair covalent als het verschil in elektronegativiteit tussen 0,5 en 1,6 ligt.
In deze binding ligt het centrum van de negatieve lading niet in het centrum. Het zou aan het uiteinde van een atoom met grotere elektronegativiteit liggen.
En als het elektronegativiteitsverschil kleiner is dan 0,5, is de binding apolair covalent. Als het verschil in elektronegativiteit groter is dan 2, is de binding ionisch.
Zuurstof heeft bijvoorbeeld in het geval van SO2 een hogere elektronegativiteit dan Zwavel en dat maakt de binding polair. De elektronegativiteit van Zwavel is 2,58 terwijl de elektronegativiteit van Zuurstof 3,44 is.
En in het geval van NaCl heeft het chlooratoom een hogere elektronegativiteit dan Natrium, waardoor het chlooratoom het elektronenpaar dat wordt gedeeld naar zich toe trekt.
Als je een student in de wetenschap bent, is het erg nuttig om te onthouden dat naarmate je verder naar rechts gaat in het periodiek systeem van de chemie, de elektronegativiteit van elementen hoger wordt.
Ook, naarmate je hoger in het periodiek systeem komt, wordt de elektronegativiteit van de elementen hoger.
Dus, als je wilt nagaan of een molecuul polair is of niet.
Je moet de waarde van de elektronegativiteit noteren van de atomen die bij het molecuul betrokken zijn, het aantal eenzame paren en bindingen.
En de algehele geometrische vorm van het molecuul. Deze informatie is voldoende om te concluderen of het molecuul polair of niet-polair is.