Verschil tussen polaire en niet-polaire moleculen

Belangrijkste verschil - polaire versus niet-polaire moleculen

Atomen van verschillende of dezelfde elementen komen samen om moleculen te vormen. De binding die wordt gevormd door het delen van een paar elektronen tussen twee atomen wordt een "Covalent Bond" genoemd. Verschillende atomen tonen aantrekking tot elektronen in verschillende gradaties. Hun vermogen om elektronen naar zich toe te trekken, wordt elektronegativiteit genoemd. Atomen zoals F, Cl, O vertonen een grotere elektronegativiteit vergeleken met atomen zoals C, P, S. Wanneer twee atomen met 0,4< electronegativity difference are bonded, polar molecules are formed. If the electronegativity difference between the atoms is <0.4 the molecule becomes non-polar. The grootste verschil tussen polaire en niet-polaire moleculen is netto dipoolmoment. Het netto dipoolmoment wordt gevormd op de atomen van polaire moleculen, maar niet op niet-polaire moleculen.

Dit artikel legt uit,

1. Wat zijn Polar Moleculen
      - Definitie, formatie, eigenschappen, voorbeelden

2. Wat zijn niet-polaire moleculen
      - Definitie, formatie, eigenschappen, voorbeelden

3. Wat is het verschil tussen polaire en niet-polaire moleculen

Wat zijn Polar Molecules

Polaire moleculen worden gevormd als gevolg van elektronegatieve atomen of als gevolg van asymmetrische rangschikking van niet-polaire bindingen en alleenstaande paren van elektronen op hetzelfde molecuul. De volgende voorbeelden zullen de twee verschijnselen op een meer gedetailleerde manier verklaren.

Water Molecule:

De elektronegativiteiten van H en O zijn respectievelijk 2,20 en 3,44. Het verschil in waarden is 1,24 en voldoet aan de belangrijkste criteria voor het vormen van een polaire binding. Elektronen worden meer aangetrokken naar het O-atoom dat een relatief grotere elektronegativiteit heeft. Er is een netto dipool op het molecuul als gevolg. Er wordt gezegd dat O enigszins negatief is (δ-), terwijl H-atomen enigszins positief zijn (δ +).

Bij het bepalen van de polariteit van een molecuul speelt ook de vorm van het molecuul een grote rol. Laten we dit scenario beter begrijpen door het kooldioxidemolecuul te beschouwen. 

C is een minder elektronegatief atoom dan O (2,55 en 3,44) en voldoet aan de eis van 0,4 elektronegativiteitsverschil. Vanwege de vorm van het molecuul zijn de dipoolmomenten op beide C-O-bindingen echter in tegenovergestelde richting, waardoor ze elkaar opheffen. Daarom is het netto dipoolmoment nul.

Polaire moleculen, wanneer ze samen zijn, worden aangetrokken door de tegenovergestelde ladingen op hun atomen. Deze krachten zijn sterker dan die tussen niet-polaire moleculen, maar minder sterk dan ionische krachten.

Positief geladen H-atomen maken waterstofbruggen met negatief geladen O-atomen. Als H-atomen betrokken zijn bij het vormen van dergelijke aantrekkingskrachten, worden ze waterstofbruggen genoemd. Intermoleculaire krachten gevormd zonder enige betrokkenheid van waterstofatomen worden dipool-dipoolkrachten genoemd. Polaire moleculen lossen alleen op in polaire oplosmiddelen omdat ze geen aantrekkelijkheden kunnen vormen met niet-polaire oplosmiddelen.

Polaire verbindingen vertonen hogere smeltpunten en kookpunten in vergelijking met niet-polaire verbindingen met vergelijkbare molecuulmassa's. Energie moet worden geleverd om intermoleculaire bindingen te verbreken. Vandaar dat smeltpunten en kookpunten hoog zijn. Dit resulteert in een lage dampdruk en de verdampingssnelheid is lager dan die van niet-polaire moleculen. Bovendien vertonen polaire moleculen een grotere oppervlaktespanning.

Wat zijn niet-polaire moleculen

In tegenstelling tot een polair molecuul is er geen negatieve of positieve lading op niet-polaire moleculen. Dit komt omdat de twee atomen vergelijkbare attracties hebben in de richting van de elektronen die ze delen. Het elektronegativiteitsverschil tussen de twee atomen is <0.4. Therefore, the electron pair is evenly distributed between the atoms. Mostly diatomic gases of the same element are nonpolar molecules. Ex: - O₂, N₂, cl₂ enz. Koolwaterstofmoleculen zoals methaan, pentaan en hexaan zijn niet-polaire moleculen.

Er dient te worden opgemerkt dat niet-polaire moleculen dispersiekrachten in Londen kunnen vertonen die worden geïnduceerd door asymmetrische verdeling van elektronen. Dit is een spontane en tijdelijke kracht en is de zwakste van alle intermoleculaire krachten. Deze Londense krachten zijn voldoende voor het oplossen van niet-polaire moleculen in niet-polaire oplosmiddelen. Omdat deze krachten echter zwakker zijn dan polaire dipoolkrachten, mengen ze zich niet als niet-polaire moleculen worden opgelost in polaire oplosmiddelen. In plaats daarvan zal een heterogeen systeem worden gevormd. Het oplosproces is in dit geval niet energetisch gunstig.

In vergelijking met polaire moleculen met dezelfde molecuulmassa hebben niet-polaire moleculen lagere smeltpunten en kookpunten vanwege het ontbreken van sterke intermoleculaire krachten. Verder, omdat de moleculen gemakkelijk kunnen worden verdampt, vertonen de niet-polaire verbindingen hoge dampdrukken. Daarom vormen de meeste niet-polaire moleculen vluchtige verbindingen.

Vb: - Pentane, Hexane

Verschil tussen polaire en niet-polaire moleculen

Net Dipole

Polar Molecules: Net dipool is aanwezig als gevolg van elektronegativiteitsverschillen van deelnemende atomen of asymmetrische opstelling van het molecuul.

Niet-polaire moleculen: Net dipool is niet aanwezig als atomen met soortgelijke elektronegativiteit zijn betrokken of als gevolg van de symmetrische opstelling.

Elektronegativiteitsverschil 

Polar Molecules: Elektronegativiteitsverschil tussen atomen is <0.4.

Niet-polaire moleculen: Het elektronegativiteitsverschil tussen atomen is> 0,4.

Moleculaire krachten

Polar Molecules: Moleculaire krachten zijn vrij sterk en vormen H-bindingen of dipool-dipool-bindingen. 

Niet-polaire moleculen: Moleculaire krachten zijn het zwakst beschikbaar; vormt Londen verspreide krachten.

Fysieke eigenschappen

Polar Molecules: Polaire moleculen hebben een hoog kookpunt, smeltpunt, lage dampspanning en hoge oppervlaktespanning.

Niet-polaire moleculen: Niet-polaire moleculen hebben een laag kookpunt, smeltpunt, hoge dampspanning en lage oppervlaktespanning.

Voorbeelden

Polar Molecules: Voorbeelden zijn water, HF en CHF_3.

Niet-polaire moleculen: Voorbeelden zijn pentaan, hexaan en koolstofdioxide.

Referentie:

"Molecuul - Vorming." Atomen, moleculen, stoffen en soorten - JRank-artikelen. N.p., n.d. Web. 02 feb. 2017. "Oplossingen voor waterbehandeling." Lenntech. N.p., n.d. Web. 02 feb. 2017. "Polar vs niet-polaire moleculen: wat u moet weten." Udemy Blog. N.p., n.d. Web. 02 feb. 2017. "Wat zijn de eigenschappen van niet-polaire moleculen? | Socratische.” Socratic.org. N.p., n.d. Web. 02 feb. 2017. "London Dispersion Forces." London Dispersion Forces. N.p., n.d. Web. 02 feb. 2017. "Niet-polair lost niet-polair op?" Chemische fora. N.p., n.d. Web. 2 februari 2017.   Afbeelding met dank aan: "Figuur 02 01 11" door CNX OpenStax (CC BY 4.0) via Commons Wikimedia