maintenant que nous comprenons comment dessiner des structures de points et que nous savons comment prédire les formes des molécules, utilisons ces compétences pour analyser la polarité des molécules, en utilisant ce qu’on appelle le moment dipolaire. Donc, pour expliquer ce qu’est un moment dipolaire, regardons cette situationsur ici à droite, où nous avons un proton positivementchargé à une certaine distance d’un électron chargé anégativement. Et disons qu’ils sont séparés par une distance de d ici., Nous savons qu’un Protonet un électron ont la mêmemagnitude de charge, donc les deux ont une magnitude de charge Q égale à 1,6 fois 10 au négatif 19. Donc, bien sûr, un proton aurait une charge positive Q, alors allons-y et faisons un Q chargé positivement.et un électron aurait une charge négative Q, comme ça. Si nous devions calculer le moment dipolaire, la définition d’un moment dipolaire, symbolisé par la lettre grecque mu, le moment dipolaire est égal à la magnitude de cette charge, Q,fois la distance entre ces charges, D. Donc mu est égal à Q fois D., Et nous n’allons pas vraiment en maths dans cette vidéo, mais si vous deviez aller de l’avant et faire ce calcul, vous finiriez avec les unités de Debyes. Donc, vous auriez un numéro, et ce numéro serait à Debyes ici. Nous sommes donc plus préoccupés par l’analyse d’un moment dipolaire en termes de structure moléculaire, alors allons-y et regardons la structure des points pour HCl. Donc, si je regarde ce lien covalent entre l’hydrogène et le chlore, je sais que cette liaison covalente se compose de deux électrons., Et le chlore est plusélectronégatif que l’hydrogène, ce qui signifie que ces deux électrons vont être rapprochés du chlore. Donc je vais aller de l’avant et montrer cela ici avec cette flèche. Les flèches pointent dans la direction du mouvement des électrons, de sorte que ces électrons en jaune vont se rapprocher du chlore. Donc, le chlore va obtenir un peu plus de densité électronique autour de lui,et donc nous représentons cela avec une charge négative partielle. Nous faisons donc un delta minuscule ici, et c’est partiallynegative car il a une augmentation de la densité électronique, une façon de penser à ce sujet., Et puisque l’hydrogène perd un peu de densité électronique, il perd un peu de charge négative, et il est donc partiellement positif. Nous allons donc de l’avant et dessinons un signe positif ici. Et donc nous réglons une situation où nous polarisons la molécule. Donc, cette partie de la moléculeau-dessus ici à droite augmente l’électronondensité, et c’est donc notre côté négatif partiel. C’est l’un des pôles. Et puis cet autre côté ici perd de la densité électronique,et donc c’est partiellement positif, donc nous l’avons comme ça. C’est donc là que le signe positif entre en jeu., Vous pouvez penser à cette flèche ici, ce petit signe positif vous donnant la distribution de la charge dans cette molécule. Et donc vous avez ces deux pôles, un pôle positif et un pôle négatif. Et si vous pensez que ces deux pôles ont un centre de masse, vous pourriez avoir une distance entre eux, et vous pourriez calculer le dipolémoment pour cette molécule. Et donc, lorsque vous calculez le moment dipolaire pour HCl, mu s’avère égal àenviron 1,11 Debyes. Et donc nous avons une liaison apolarisée, et nous avons une molécule polarisée. Et donc donc nous pouvons direque HCl est relativement polaire., Il a un moment dipolaire. Donc, c’est un peu commentpour penser à analyser ces molécules. Nous allons faire un autre ici. Faisons du dioxyde de carbone. Donc, je sais que le Co2molécule est linéaire, donc après avoir dessiné la structure de la tache, vous allez obtenir une forme linéaire, ce qui va être important lorsque nous essayons de contredire le moment dipolaire. Si j’analyse les électrons dans cette liaison carbone-oxygène so donc nous avons une double liaison entre le carbone et l’oxygène oxygen l’oxygène est plus électronégatif que le carbone. Donc l’oxygène va essayer de rapprocher ces électrons de lui-même., Et donc nous allons de l’avant et dessinonsnotre flèche ou vecteur pointant vers la droite ici. Et nous avons donc une situation de bonddipole ici. Sur la gauche, nous avons leexact même situation. L’oxygène est plusélectronégatif que le carbone, et donc ces électrons vont être rapprochés de cet oxygène. Nous dessinons donc une autre flèche ouautre vecteur dans ce cas. Donc, même si nous avons ces dipôles de liaison individuels, si vous pensez que cette molécule est linéaire– et vous pouvez voir que nous avons ces deux vecteurs qui sont égaux en magnitude,mais opposés en direction those ces deux vecteurs vont s’annuler., Et par conséquent, nous ne nous attendrions pas à avoir un moment dipolaire pour la molécule. Il n’y a pas moleculardipole ici. Donc, mu s’avèrepour être égal à 0. Une façon simpliste de penser à cela serait comme un tir à la corde. Vous avez ces atomes très forts, ces oxygènes, mais ils sont tout aussi forts. Et s’ils tirent avec une force égale dans des directions opposées, cela va s’annuler. Donc, les bonddipoles individuels s’annulent, donc il n’y a pas de dipolémoment global pour cette molécule. Et le dioxyde de carbone est considéré comme non polaire. Allons-y et analysons une molécule d’eau ici à droite., Donc, les électrons dans cette liaison covalente entre l’hydrogène et l’oxygène, l’oxygène est plus électronégatif que l’hydrogène, donc ces électrons vont être rapprochés de l’oxygène. Même chose pour thisbond ici. Et nous avons aussi des paires solitaires d’électrons sur notre atome central à penser. Et c’est bien sûr pour augmenter la densité électronique allant dans cette direction pour cette seule paire et dans cette direction pour cette paire. Et donc, même si nous savons que la géométrie de la molécule d’eau est pliée, et il est difficile de représenter cela sur cette surface bidimensionnelle ici., Si vous utilisez un molymodset, vous verrez en quelque sorte que votre dipolemoment net sera dirigé vers le haut dans ce cas. Et donc les dipôles individualbond vont s’Ajouter pour vous donner un dipôle amoléculaire, dans ce cas pointé vers le haut, et donc vous allez avoir un moment dipolaire associé à votre molécule d’eau. Donc, mu s’avère êtreenviron 1,85, et nous pourrions considérer l’eau comme une molécule polaire. Nous allons faire deux autres exemples. Donc, à gauche, CCl4, ou tétrachlorure de carbone., Et donc vous pouvez voir que nous avons un carbone lié au chlore ici, et puisque c’est une ligne droite, cela signifie dans le plan de la page. Et donc nous savons que la géométrie est tétraédrique autour de ce carbone, alors allons-y et analysons cela aussi. Donc, j’ai un wedgedrawn ici, ce qui signifie que ce chlore vient à vous dans l’espace. Et puis j’ai un tiret de retour ici signifiant que ce chlore de retour ici s’éloigne de vous dans l’espace. C’est donc comme ça qu’il faut penseril, mais il est vraiment beaucoup plus facile d’aller de l’avant et de faire cela en utilisant un ensemble molymod., Et vous pouvez voir que cependantvous faites pivoter cette molécule, elle va regarder le même dans toutes les directions. Donc, un tétraédralarrangements de quatre des mêmes atomesautour d’un atome central, vous pouvez retourner la molécule. Il va toujours se regarderla même chose en trois dimensions. Et c’est vraiment important lorsque vous analysez le dipolémoment pour cette molécule. Donc, nous allons aller de l’avant et le faire. Nous allons commencer par nos différences d’électronégativité. Donc, si je regarde cette liaison topcarbon-chlore these ces deux électrons dans cette liaison topcarbon-chlore chlorine le chlore est plus électronégatif que le carbone., Et nous pourrions donc penser à ces électrons qui sont rapprochés des chlorures. Laissez-moi aller de l’avant et utilisez le vert pour cela. Donc ces deux électrons vont dans cette direction. Et c’est la même chose pour tous ces chlorures. Le chlore est plusélectronégatif que le carbone, nous pouvons donc dessiner ces dipôles de liaison individuels. Nous pouvons en dessiner quatre ici. Et dans ce cas, nous avons quatre dipôles, mais ils vont s’annuler en trois dimensions. Donc encore une fois, c’est un assez pour visualiser sur une surface bidimensionnelle., Mais si vous avez la molécule devant vous, il est un peu plus facile de voir que si vous continuez à faire tourner la molécule, elle a la même apparence. Et donc ces dipôles individualbond s’annulent, il n’y a pas de moment dipolaire pour cette molécule, et donc mu est égal à 0. Et nous nous attendrions à ce que la molécule de tétrachlorure de carbone soit apolaire. Regardons l’exemple à droite, où nous avons substitué un hydrogène à l’un des chlorures. Et maintenant nous avonsechcl3, ou chloroforme., Alors maintenant, si nous analysons la molécule think alors pensons à cette liaison ici here le carbone est en fait un peu plus électronégatif que l’hydrogène, donc nous pouvons montrer les électrons de cette liaison en rouge se déplaçant vers le carbone Cette fois. Et encore une fois, le chlore carbonversus,le chlore est plus électronégatif, donc nous allons avoir une dipoléine de liaison dans cette direction, ce que nous pouvons faire pour tous nos chlorines ici. Et donc j’espère que c’est un peu plus facile à voir dans ce cas. Dans ce cas, les dipôles de liaison individuels vont se combiner pour vous donner un dipôle net situé dans la direction descendante de cette molécule., J’essaie donc de dessiner le dipôle moléculaire, le dipôle de toute la molécule, en descendant un peu en termes de comment j’ai dessiné cette molécule. Et donc, puisque nous avons de l’hydrogène ici, il n’y a pas de poussée ascendante dans ce cas pour équilibrer l’attraction vers le bas. Et donc nous aurions attendu que cette molécule ait un moment dipolaire. Et donc mu s’avère Tobe environ 1,01 pour le chloroforme,donc il est certainement plus polaire que notre exemple de carbontétrachlorure.
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