Intermolekylära krafter
Polära kovalenta bindningar för att en molekyl ska vara polär måste den innehålla polära kovalenta bindningar. En annan metod är att använda det så kallade Dipol 3-ögonblicket. De flesta salter bildar kristaller med karakteristiska avstånd mellan joner; Till skillnad från många andra icke-kovalenta interaktioner är saltbroar inte riktade och visar i fast tillstånd, vanligtvis en kontakt som endast bestäms av radierna av Van der Waals-joner.
Detta innebär att det finns molekyler som är polära men inte dipoler, såsom glukos. Brist på symmetri det andra kriteriet är att molekylen måste vara asymmetrisk. Kovalent bindning, när vi har en elektronegativitetsskillnad på mer än 0, är det inte längre en ren kovalent bindning. En molekyl kan också vara en dipol om det finns en asymmetrisk kovalent bindning som inte har någon symmetri i molekylen.
Dessa bindningar kan också kallas intermolekylära krafter. CCL4-koltetraklorid är en molekyl med en asymmetrisk kovalent bindning där molekylen fortfarande inte används. Jonbindning en elektrisk antigenerationsskillnad på mer än 2,0 kallas vanligen jonbindning.Dessa begränsningar är naturligtvis flytande, vissa ämnen över 2,0, uppvisar inte saltlösningsegenskaper i elektronegationens styrka, och vissa ämnen under 2,0 i skillnaden mellan elektriska integrationer visar mer saltlösningsegenskaper.
För att beskriva polariteten finns det tre sätt att beskriva polariteten. I den här artikeln kommer vi att analysera betydelsen av detta koncept. Om det inte finns några sådana bindningar klassificeras molekylen automatiskt som icke-kol. Om vi tittar på diklormetan istället, se nedan, då har vi två polära kovalenta bindningar med klor och två kovalenta bindningar med väte.
Även om metallkristaller innehåller joner är de inte lika spröda som jonkristaller. Ett exempel på en molekyl med en asymmetrisk kovalent bindning är vatten. För mer information, se i vår artikel om trender i det periodiska systemet. Ren kovalent bindning vi kan börja med att studera fallet där det inte finns några skillnader i elektronegativitet, vilket innebär att atomer jämnt delar elektroner i bindningar.
Detta händer intermolekylära krafter med metall när elektroner rör sig fritt, och laddningsskillnader är överallt eller ingenstans beroende på hur du väljer att titta på det. Dipol-dipol och liknande interaktioner [redigera] dipol interaktioner - dipol interaktioner eller kizome interaktioner är elektrostatiska interaktioner mellan molekyler som har permanenta dipoler. Här betyder Delta XX att det finns en liten laddningsseparation, och inte nödvändigtvis att hela elektronen har flyttats.
Å andra sidan är alla dipoler mer eller mindre polära, beroende på styrkan i deras ögonblick av deras dipol. Vattenmolekylen har en allmän laddningsförskjutning. Du kan se att Pauling-skalan tillämpas på det periodiska systemet här. Denna process är närmare båda atomerna för att uppfylla oktetregeln. Pilens bas indikerar positionen för den positiva laddningen och spetsen på den negativa.
Ta till exempel koltetraklorid, se på bilden nedan. För att uppnå polaritet måste vi ha ett överskott av elektroner på ett ställe och en brist på en annan i molekylen. En kovalent bindning kan vara en enda bindning av 2 elektroner, en dubbelbindning av 4 elektroner eller elektroner med en trippelbindning av 6. Elektriska fastigheter det centrala begreppet att förstå polaritet är elektronegativitet, som kan beskrivas som en atoms förmåga att locka elektroner.
Denna förening har en kolatom i mitten, som är bunden till fyra polära kovalenta bindningar med kloratomer. De fyra kloratomer som är bundna till KOL bildar en symmetrisk struktur runt kolatomen, vilket innebär att det inte finns någon Total laddningsförskjutning. En kovalent bindning i en kovalent bindning separerar atomvalenselektroner från en annan atom. En jonisk kristall bryts om du flyttar atomer i en dimension eftersom de stöter bort varandra.
I en jonisk kristall bryts strukturen om atomerna förskjuts i dimension eftersom de skjuter varandra. Här förskjuts elektronerna mot de mest elektronegativa, vilket kan ses på molekylens egenskaper. I detta fall betyder asymmetrin att laddningens centrala läge i molekylen inte sammanfaller med molekylens geografiska centrum. Elektronegativitetsskalan efter många experiment bestämdes skalan för varje atom i den elektriska byrån och kallas Poleringsskalan.
Antalet aktiva par är lika med det totala antalet mellan antalet väten som givaren har och antalet ensamma par som acceptorn har. Om ett ämne har hög elektronografi kommer det att ha en stark attraktion för elektroner i bindningarna som det bildar med andra ämnen. Typer av bindning baserat på elektronegativitet. Vatten har väteatomer, så kovalenta bindningar med syre skapar inte symmetri i molekylen.
De olika starka intermolekylära bindningarna, om vi utvärderar styrkan hos de olika krafterna, ser de ut så här: samspelet mellan de olika intermolekylära krafterna i våra tre typer av intermolekylära bindningar två beror på polariteten. Skillnaden mellan polaritet och dipol hittills har vi diskuterat polaritet som en egenskap hos molekyler och begreppet dipol. Delta har inte en fast storlek, men representerar endast en obestämd, liten laddning.
En direkt följd av elektronegativitet är att om vi skapar en bindning där båda atomerna har liknande elektronegativitet, kommer de jämnt att separera de två elektronerna. Bilden till höger visar en bindning. Ett exempel på dipolinteraktionen kan ses i HCl-väteklorid: Den positiva änden av en polär molekyl kommer att locka den negativa änden av en annan molekyl och påverka dess position.
Om vi skapar en bindning där atomen lockar elektroner mycket starkare, kommer de två elektronerna i bindningen att tillhöra samma atom. Denna interaktion är starkare än Londons styrkor, men svagare än Jon-Jon-interaktionen eftersom endast partiella laddningar är inblandade. Vätebindning i vatten, även om båda inte visas i diagrammet, har vattenmolekyler fyra aktiva bindningar.Den intermolekylära vätebindningen är ansvarig för den höga kokpunkten för vatten XXC jämfört med andra hydrider i Grupp 16, som har liten förmåga att binda väte.
Denna pil representerar den totala laddningsfördelningen i molekylen och tar inte hänsyn till påverkan av enskilda bindningar. Detta händer inte i metaller, där elektroner rör sig fritt, och laddningsskillnader finns överallt eller ingenstans, beroende på perspektivet. Innan du läser den här artikeln kan det vara bra att gå igenom artikeln om elektronegativitet. Detta fungerar i teorin eftersom du bara kan uttrycka en molekyl i två dimensioner.
En molekyl med flera olika funktionella grupper kan vara polär, även om den inte har en tydlig övergripande laddningsförskjutning med en tydlig positiv och negativ del. Metod 1. I syreriktningen är molekylen något negativt laddad och i längsgående väte är den något positivt laddad. Polar kovalent bindning skillnaden i elektronegativitet är mer än 0,4, men under 2,0 betyder att bindningen är en polar kovalent.
Båda dessa metoder används i träning och anses vara acceptabla. För mer information, se en artikel om polaritet. En beskrivning av andra typer av bindningar finns i artikeln om strukturformler. Det spelar också en viktig roll i strukturen av polymerer, både syntetiska och naturliga. För att förenkla beskrivningen används ibland siffror med Delta för att approximera laddningsstorleken i förhållande till andra laddningar 2.
Även om molekylen innehåller polära kovalenta bindningar är den symmetrisk eftersom de polära bindningarna är jämnt fördelade runt kolatomens centrum. Om vi å andra sidan har alla kovalenta bindningar på ena sidan av molekylen, kommer laddningen att förskjutas så att den inte längre sammanfaller med molekylens centrum, och sedan blir molekylen polär.
Eftersom skalan gradvis ändras från vänster till höger till ner till ner, kan du göra en ungefärlig uppskattning av ett ämnes elektronegativitet om du känner till elektronegativiteten hos närliggande ämnen. Dessa interaktioner tenderar att anpassa molekyler för att öka attraktionen, vilket minskar potentiell energi.
Om det finns en liten skillnad i elektronegativitet kommer en av atomerna att locka elektroner lite starkare och bli något negativt laddade, medan den andra kommer att locka dem lite mindre och bli något positivt laddade. Det är möjligt att dessa två polära bindningar kan placeras på ett symmetriskt sätt för att skapa en icke-porös molekyl, men detta är inte möjligt.
Intermolekylära bindningar intermolekylära bindningar är bindningar som uppstår mellan olika molekyler. Detta skapar ett gemensamt elektronpar, där två elektroner delar en bindning och fungerar som valenselektroner för båda atomerna. Ämnen med hög elektronegativitet finns i det övre högra hörnet av det periodiska systemet, medan ämnen med låg elektronegativitet finns längst ner till vänster.
Eftersom syre är mer elektriskt än väte betyder det att elektroner är närmare syre än väte. Detta leder till att molekylen, även om den innehåller polära kovalenta bindningar, inte är polär. Elektronerna är inte alltid jämnt fördelade, den kovalenta bindningen kan vara asymmetrisk, vilket innebär att elektronerna förskjuts i en riktning i molekylen.
Faktum är att molekylen har tre dimensioner, och vinkeln mellan de två polära kovalenta bindningarna är ca 5 JJ. Detta innebär att laddningscentret inte helt sammanfaller med molekylens centrum, vilket leder till att molekylen är polär. Då kallas det bara kovalent bindning. Om vi placerar polära kovalenta bindningar jämnt runt molekylen så att laddningen och det geografiska centrumet är på samma plats, kommer molekylen inte att vara polär.
Molekylen som donerar sitt väte kallas donormolekylen, medan molekylen som innehåller det ensamma paret som är involverat i H-bindningen kallas acceptormolekylen. Detta kan vara lite knepigt eftersom du måste vara uppmärksam på symmetrin i alla tre dimensionerna. Polariteten hos polariteten innebär att det finns en del av molekylen som har en annan laddning än en annan del av samma molekyl.
En intressant aspekt är att elektronegativitet avgör om bindningen är kovalent, polar kovalent eller jonbindning, som beskrivs nedan: Förändringen i elektronegativitet mellan atomer bestämmer vilken typ av bindning som uppstår mellan dem. Intramolekylära vätebindningar är delvis ansvariga för de sekundära, tertiära och kvartära strukturerna hos proteiner och nukleinsyror. Ett exempel på ett obehandlat ämne är kolväten, där bindningen mellan kol och väte inte är tillräckligt polär för att klassificeras som en polär kovalent bindning.
Det finns flera sätt att beskriva polaritet i kemiska strukturer. En elektrisk sammanflätad skillnad på upp till 0,4 anses vara en icke-polär kovalent bindning.