nu we begrijpen hoe we puntstructuren moeten tekenen en we weten hoe we de vormen van moleculen moeten voorspellen, laten we die Skills gebruiken om de polariteit van moleculen te analyseren, gebruikmakend van wat het dipoolmoment wordt genoemd. Om uit te leggen wat een dipoolmoment is, laten we eens kijken naar deze situatie hier aan de rechterkant, waar we een positief geladen proton hebben op enige afstand van een negatief geladen elektron. En laten we zeggen dat ze hier gescheiden zijn door een afstand van d., We weten dat een protoneneen elektron dezelfde magnitude van lading hebben, dus beide hebben een magnitude van lading Q gelijk aan 1,6 keer 10 tot de -19. Dus natuurlijk zou een proton Q positief geladen hebben, dus laten we dit een positief geladen Q maken en een elektron zou een negatief geladen Q hebben, zoals dat. Als we het dipoolmoment zouden berekenen, is de definitie van een dipoolmoment, gesymboliseerd door de Griekse letter mu, dipoolmoment gelijk aan de grootte van die lading,Q maal de afstand tussen die ladingen, d. dus mu is gelijk aan Q maal d., In deze video gaan we niet echt in op wiskunde, maar als je die berekening zou doen, zou je eindigen met eenheden van Debyes. Dus je zou een nummer krijgen, en dat nummer zou hier in Debyes zijn. We zijn meer bezig met het analyseren van een dipoolmoment in termen van de moleculaire structuur, dus laten we verder kijken naar de dotstructuur voor HCl. Als ik naar deze covalente binding tussen waterstof en chloor kijk, Weet ik dat die covalente binding uit twee elektronen bestaat., En chloor is meerelektronegatief dan waterstof, wat betekent dat die twee elektronen dichter bij het chloor worden getrokken. Dus ik ga dat hier laten zien met deze pijl. De pijlen wijzen in de richting van de beweging van elektronen, dus die elektronen in het geel gaan dichter naar de chloor bewegen. Chloor krijgt er een beetje meer elektronendichtheid omheen, en dus stellen we dat Voor met een partiële negatieve lading. Dus we doen hier een lagere casegreek delta, en het is deels negatief omdat het een toename van de elektronendichtheid heeft, een manier om er over na te denken., En omdat waterstof een klein beetje elektronendichtheid verliest, verliest het een klein beetje negatieve lading, en dus is het gedeeltelijk positief. We tekenen hier een positief teken. En zo vestigen we een situatie waarin we het molecuul polariseren. Dus dit deel van de molecuulover hier aan de rechterkant verhoogt de elektrodensiteit, en dat is dus onze gedeeltelijke negatieve kant. Dat is één paal. En deze andere kant hier verliest wat elektronendichtheid, en dus is het gedeeltelijk positief, dus we hebben het zo. Dus daar komt het positieve teken bij kijken., Je kunt denken aan deze pijl hier, dit kleine positieve teken dat je de verdeling van de lading geeft in dit molecuul. En dus heb je deze twee palen, een positieve pool en een negatieve pool. Als je denkt dat deze twee polen een massa-centrum hebben, dan kun je een afstand tussen hen hebben, en je kunt het dipolemoment voor dit molecuul berekenen. Als je het dipoolmoment voor HCl berekent, blijkt mu gelijk te zijn aan ongeveer 1,11 Debyes. We hebben een gepolariseerde binding en we hebben een gepolariseerd molecuul. Daarom kunnen we zeggen dat HCl relatief polair is., Het heeft een dipoolmoment. Dat is een soort van manier om deze moleculen te analyseren. Laten we er nog een doen. Laten we koolstofdioxide nemen. Dus ik weet dat de CO2molecule lineair is, dus nadat je de dot structuur hebt getekend krijg je een lineaire vorm,wat belangrijk zal zijn als we proberen het dipoolmoment te voorkomen. Als ik de elektronenin deze koolstof-zuurstofbinding analyseer– dus we hebben een dubbele binding tussen koolstof en zuurstof– zuurstof is meer elektronegativethan koolstof. Dus zuurstof gaat proberen om die elektronen dichter bij zichzelf te vullen., En dus tekenen we onze pijl of vector die naar rechts wijst. En dus hebben we hier een bonddipole situatie. Aan de linkerkant hebben we dezelfde situatie. Zuurstof is meerelektronegatief dan koolstof, en dus worden deze elektronen dichter bij deze zuurstof getrokken. Dus we tekenen een andere pijl of een andere vector in dit geval. Dus ook al hebben we deze individuele bindingsdipolen, als je denkt dat dit molecuul lineair is– en je kunt zien dat we deze twee vectoren hebben die gelijk zijn in grootte,maar tegenovergesteld in richting– deze twee vectoren gaan elkaar opheffen., En daarom zouden we geen dipoolmoment verwachten voor het molecuul. Er is hier geen moleculardipole. Dus mu blijkt gelijk te zijn aan 0. Een simplistische manier van denken over dit zou zijn als een touwtrekken. Je hebt echt sterke atomen, deze zuurstofatomen, maar ze zijn even sterk. En als ze met gelijke kracht in tegengestelde richtingen trekken, zal het opheffen. Dus de individuele bonddipolen heffen elkaar op, dus er is geen algemeen dipolemoment voor dit molecuul. En kooldioxide wordt beschouwd als niet-polair. Laten we een watermolecuul hier aan de rechterkant analyseren., Dus de elektronen in deze covalente binding tussen het hydrogeen en zuurstof, zuurstof is meer elektronegatief dan waterstof, dus die elektronen worden dichter bij de zuurstof getrokken. Hetzelfde voor deze bond hier. En we hebben ook eenzame paren elektronen op ons centrale atoom om over na te denken. En dat gaat natuurlijk om de elektronendichtheid te verhogen in deze richting voor dat eenzame paar en in deze richting voor dat ene paar. En dus ook al weten we dat de geometrie van het watermolecuul gebogen is, en dat het moeilijk is om dat weer te geven op dit tweedimensionale oppervlak hier., Als je een molymodset gebruikt, zul je zien dat je net dipolemoment in dit geval naar boven wordt gericht. De individuele bonddipolen gaan je een moleculaire dipool geven, in dit geval naar boven gericht, en dus krijg je een dipoolmoment verbonden met je watermolecuul. Mu blijkt ongeveer 1,85 te zijn, en we kunnen water beschouwen als een polair molecuul. Laten we nog twee voorbeelden doen. Dus aan de linkerkant is CCl4, of tetrachloorkoolstof., Je kunt zien dat we hier een koolstof aan chloor gebonden hebben, en aangezien dit een rechte lijn is, betekent dit in het vlak van de pagina. We weten dat de geometrie tetrahedraal is rond deze koolstof, dus laten we dat ook analyseren. Ik heb hier een wedgedrawn, wat betekent dat dit chloor op je afkomt in de ruimte. En dan heb ik een streepje terug dat dit chloor hier weg gaat van jou in de ruimte. Dus zo denk je erover, maar het is echt veel makkelijker om dit te doen met behulp van een molymod set., Je kunt zien dat hoe je dit molecuul ook draait, het er hetzelfde uit zal zien in alle richtingen. Dus een tetrahedrale regeling van vier van dezelfde atomen rond een centraal atoom, kun je het molecuul omdraaien. Het zal er altijd hetzelfde uitzien in drie dimensies. Dat is heel belangrijk als je het dipolemoment voor dit molecuul analyseert. Dus laten we dat doen. We beginnen met onze verschillen in elektronegativiteit. Dus als ik kijk naar deze topcarbon-chloorbinding– deze twee elektronen in deze topcarbon-chloorbinding– chloor is meer elektronegativethan koolstof., Dus konden we denken aan die elektronen die dichter bij de chlorines werden getrokken. Laat me daar Groen Voor gebruiken. Dus die twee elektronen gaan in deze richting. Het is hetzelfde voor al deze chlorines. Chloor is meerelektronegatief dan koolstof, dus we kunnen deze afzonderlijke bindingsdipolen trekken. We kunnen er hier vier tekenen. In dit geval hebben we vier dipolen, maar die gaan in drie dimensies verdwijnen. Nogmaals, dit is voldoende om te visualiseren op een tweedimensionaal oppervlak., Maar als je de molecuul voor je hebt, is het een beetje makkelijker te zien dat als je het molecuul blijft draaien, het er hetzelfde uitziet. En dus annuleren deze individuele bonddipolen, er is geen dipoolmoment voor dit molecuul, en dus is mu gelijk aan 0. We zouden verwachten dat het koolstoftetrachloridemolecuul niet-polair is. Laten we eens kijken naar het voorbeeld aan de rechterkant, waar we een van de chlorines in een waterstof hebben vervangen. En nu hebben we cl3, of chloroform., Dus als we nu het molecuul analyseren — laten we eens denken over deze binding hier– koolstof is eigenlijk een beetje meer elektronegatief dan waterstof, dus we kunnen de elektronen in die binding in rood laten bewegen naar de koolstof deze keer. En nogmaals, carbonversus chloor,chloor is meer elektronegatief, dus we gaan een bindingsdipole in die richting hebben, wat we kunnen doen voor al onze chlorines hier. Hopelijk is het in dit geval wat makkelijker te zien. In dit geval, gaan de individuele banddipolen combineren om u een netto dipool te geven die in de neerwaartse richting voor dit molecuul wordt gevestigd., Dus probeer ik de moleculaire dipool te tekenen, de dipool voor het hele molecuul,een beetje naar beneden in termen van hoe ik dit molecuul ontwierp. En omdat we hier een waterstof hebben, is er in dit geval geen opwaartse pull om de neerwaartse pull uit te balanceren. We verwachten dat dit molecuul een dipoolmoment krijgt. Mu blijkt ongeveer 1,01 te zijn voor chloroform,dus het is zeker polairer dan ons carbontetrachloride voorbeeld.
Geef een reactie