Forskjellen mellom obligasjonspolaritet og molekylærpolaritet
Share
Hovedforskjell - Obligasjonspolaritet vs Molekylærpolaritet
I kjemi er polariteten separasjonen av elektriske ladninger som fører et molekyl til et dipolmoment. Her separeres partielle positive og partielle negative elektriske ladninger i enten en binding eller et molekyl. Dette skjer hovedsakelig på grunn av forskjellene i elektronegativitetsverdier av atomer. Elektronegegativitet av et atom er et mål for graden av elektronattraksjon. Når to atomer er bundet til hverandre via kovalent binding, tiltrekkes bindingselektronene mot det mest elektronegative atom. Dette gir dette atom en delvis negativ ladning på grunn av den høye elektrondensiteten rundt den. Tilsvarende får de andre atomer en delvis positiv ladning. Det endelige resultatet er en polarbinding. Dette er beskrevet av bindingspolaritet. Molekylær polaritet er polariteten til hele molekylet. Hovedforskjellen mellom båndpolaritet og molekylærpolaritet er det bindingspolaritet forklarer polariteten til en kovalent binding, mens molekylærpolaritet forklarer polariteten til et kovalent molekyl.
Nøkkelområder dekket
1. Hva er Bond Polarity
- Definisjon, polaritet, forklaring med eksempler
2. Hva er molekylærpolaritet
- Definisjon, polaritet, forklaring med eksempler
3. Hva er forskjellen mellom obligasjonspolaritet og molekylærpolaritet
- Sammenligning av nøkkelforskjeller
Nøkkelbegreper: Atomer, Kovalente, Dipole Øyeblikk, Elektron, Elektronegativitet, Ikkepolar, Polar, Polar Bond
Hva er Bond Polarity
Obligasjonspolaritet er et konsept som forklarer polariteten til kovalente bindinger. Kovalente bindinger dannes når to atomer deler sine upparerte elektroner. Deretter tilhører bindingselektronene eller elektronene som er involvert i bindingen til begge atomer. Derfor er det en elektrontetthet mellom to atomer.
Hvis de to atomer er av samme kjemiske element, så kan ingen bindingspolaritet observeres siden begge atomer viser lik tilnærmelse til bindingselektronene. Men hvis de to atomer tilhører to forskjellige kjemiske elementer, vil det mer elektronegative atom tiltrekke seg bindingselektronene enn det mindre elektronegative atomet. Da får det mindre elektronegative atomet en delvis positiv ladning siden elektrondensiteten rundt det atomet er redusert. Men det mer elektronegative atomet får en delvis negativ ladning fordi elektrondensiteten rundt det atomet er høy. Denne ladningsseparasjon er kjent som bindingspolaritet i kovalente bindinger.
Når det er en ladningsavstand, er dette bindingen kjent som en polarbinding. I fravær av bindingspolaritet er det kjent som en ikke-polær binding. La oss tenke på to eksempler for å forstå obligasjonspolaritet.
Eksempler på Bondpolaritet
CF
Her er C mindre electronegative enn F-atom. Derfor er bindingselektronene mer tiltrukket mot F-atom. Deretter får F-atom en delvis negativ ladning mens C-atomet får en delvis positiv ladning.
Figur 1: CF
H2
Her er to H-atomer bundet til hverandre via en kovalent binding. Siden begge atomene har samme elektronegativitet, er det ingen nettoattraksjon av ett atom. Derfor er dette en ikke-polær binding uten ladestyring.
Hva er molekylærpolaritet
Molekylpolaritet er et konsept som forklarer polariteten til kovalente forbindelser. Her vurderes den totale ladningsavskillelsen i et molekyl. For det er polariteten til hver og hver kovalent binding tilstede i molekylet brukt.
I henhold til molekylærpolaritet kan forbindelser klassifiseres som polære forbindelser og ikke-polare forbindelser. Molekylpolaritet skaper dipolmomenter i molekyler. Et dipolmoment i et molekyl er etablering av en dipol med separasjon av to motsatte elektriske ladninger.
Molekylærpolaritet er hovedsakelig avhengig av molekylær geometri. Når molekylær geometri er symmetrisk, er det ingen nettladnings separasjon. Men hvis geometrien er asymmetrisk, er det en nettladningsavstand. La oss vurdere et eksempel for å forklare dette konseptet.
Eksempler på molekylærpolaritet
H2O
Et vannmolekyl har et dipolmoment på grunn av ladningsseparasjonen. Der er oksygen mer elektronegativ enn hydrogenatomer. Derfor er bindingselektronene mer tiltrukket mot oksygenatomet. Den molekylære geometrien av vannmolekylet er asymmetrisk: trigonal planar. Derfor viser vannmolekylet molekylærpolaritet.
Figur 2: H2O
CO2
Dette molekylet har to polare C = O-bindinger. Men molekylær geometri er lineær. Da er det ingen nettladningsavstand. Derfor CO2 er et ikke-polært molekyl.
Forskjellen mellom obligasjonspolaritet og molekylærpolaritet
Definisjon
Obligasjonspolaritet: Obligasjonspolaritet er et konsept som forklarer polariteten til kovalente bindinger.
Molekylærpolaritet: Molekylpolaritet er et konsept som forklarer polariteten til kovalente forbindelser.
Faktorer som påvirker polariteten
Obligasjonspolaritet: Obligasjonspolaritet avhenger av elektronegativitetsverdiene av atomer som er involvert i binding.
Molekylærpolaritet: Molekylærpolaritet er hovedsakelig avhengig av molekylær molekylær geometri.
Forskjellige typer
Obligasjonspolaritet: Båndpolaritet forårsaker dannelsen av polære kovalente bindinger og ikke-polare kovalente bindinger.
Molekylærpolaritet: Molekylpolaritet forårsaker dannelsen av polære kovalente forbindelser og ikke-polare kovalente forbindelser.
Konklusjon
Polaritet av en binding eller et molekyl er konseptet som forklarer separasjonen av elektriske ladninger. Obligasjonspolaritet oppstår på grunn av forskjellene i elektronegativitetsverdier av atomer. Molekylærpolaritet er hovedsakelig avhengig av molekylets geometri. Hovedforskjellen mellom bindingspolaritet og molekylpolaritet er imidlertid at bindingspolaritet forklarer polariteten til en kovalent binding, mens molekylærpolaritet forklarer polariteten til et kovalent molekyl.
referanser:
1. "8.4: Bondpolaritet og Elektronegativitet." Kjemi LibreTexts, Libretexts, 28. august 2017, Tilgjengelig her.
2. "Molekylærpolaritet." Kjemi LibreTexts, Libretexts, 21. juli 2016, Tilgjengelig her.
Bilde Courtesy:
1. "Carbon-fluor-bond-polarity-2D" Av Ben Mills - Eget arbeid (Public Domain) via Commons Wikimedia
2. "H2O Polarization V" Av Jü (snakk · bidrag) - Eget arbeid (CC0) via Commons Wikimedia
