So2 polair of niet-polair? Waarom, hoe en gedetailleerde uitleg

by

Zwaveldioxide (SO2) wel a chemische verbinding samengesteld één zwavelatoom en twee zuurstofatomen. Het wordt vaak gevonden in vulkanische gassen, industriële emissiesen als een bijproduct of bepaalde chemische reacties. Een van de de kernvragen omgeving van SO2 is of dat zo is een polair of niet-polair molecuul. De polariteit van een molecuul wordt bepaald door de verdeling of zijn elektronen en de vorm van het molecuul. In het geval van SO2 is het molecuul gebogen of V-vormig, met het zwavelatoom in het midden en de twee zuurstofatomen aan elke kant. Deze gebogen vorm, samen met de elektronegativiteit verschil tussen zwavel en zuurstof, leidt ertoe dat het molecuul polair is. Om te begrijpen waarom SO2 polair is, moeten we er dieper op ingaan zijn moleculaire structuur en het concept van elektronegativiteit.

Sleutelwoorden: zwaveldioxide, chemische verbindingpolair, niet-polair, molecuul, elektronen, vorm, gebogen, V-vormig zwavelatoom, zuurstofatomen, elektronegativiteit.

Key Takeaways

  • SO2 (zwaveldioxide) is een polair molecuul.
  • Het molecuul heeft een gebogen vorm vanwege de aanwezigheid van twee eenzame paren van elektronen op het zwavelatoom.
  • Het verschil in elektronegativiteit tussen zwavel en zuurstofatomen creëert een dipoolmoment, waardoor SO2 polair wordt.
  • De polariteit van SO2 zorgt ervoor dat het kan oplossen polaire oplosmiddelen en exposeren dipool-dipool interacties.

Bindingstype SO2

Zwaveldioxide (SO2) wel a chemische verbinding samengesteld één zwavelatoom verbonden met twee zuurstofatomen. Begrijpen het obligatietype in SO2 moeten we ons verdiepen het concept of chemische binding.

Chemische binding treedt op wanneer atomen elektronen delen of overdragen om dit te bereiken een stabiele elektronenconfiguratie. In het geval van SO2 is dat wel het geval met zwavel zes valentie-elektronen, terwijl zuurstof dat wel heeft zes valentie-elektronen elk. valentie-elektronen zijn de elektronen erin het buitenste energieniveau of een atoom die deelnemen aan hechting.

Uitleg van het type binding in SO2 (polaire covalente binding)

In het geval van SO2 is de binding tussen zwavel en zuurstof een polaire covalente binding. Een covalente binding wordt gevormd wanneer twee atomen elektronen delen. In een polaire covalente binding geldt echter het delen van elektronen is ongelijk, wat resulteert in een gedeeltelijke positieve lading één atoom en een gedeeltelijke negatieve lading aan de andere kant.

In SO2 is de zuurstofatomen zijn elektronegatiever dan zwavel. Elektronegativiteit wel de mogelijkheid of een atoom om elektronen naar zich toe te trekken in een chemische binding. De hogere elektronegativiteit van zuurstof betekent dat het heeft een grotere aantrekkingskracht op de gedeelde elektronen, wat resulteert in een gedeeltelijke negatieve lading op de zuurstofatomen.

Aan de andere kant heeft zwavel een gedeeltelijk positieve lading vanwege de ongelijke verdeling van elektronen. Deze ladingsverdeling creëert een dipoolmoment in het molecuul, waarbij een einde heeft een licht positieve lading en het andere einde heeft een licht negatieve lading.

De Lewis-structuur van SO2 kan ons helpen visualiseren de hechtingsregeling. In de Lewis-structuur bevindt het zwavelatoom zich in het midden, omgeven door twee zuurstofatomen. Elk zuurstofatoom is verbonden met het zwavelatoom door een enkele binding, en daar is een eenzaam paar van elektronen op het zwavelatoom.

De moleculaire geometrie van SO2 is gebogen of V-vormig, met het zwavelatoom in het midden en de zuurstofatomen aan elke kant. Deze gebogen vorm is het resultaat van de afstoting tussen het eenzame paar van elektronen op het zwavelatoom en de bonding paren van elektronen.

Samenvattend is de binding in SO2 een polaire covalente binding. De ongelijke verdeling van elektronen tussen zwavel en zuurstof leidt tot een dipoolmoment in het molecuul, waardoor het een polair molecuul wordt. De V-vormige moleculaire geometrie verbetert verder de polariteit van SO2.

In het volgende gedeelte, zullen we verkennen de implicaties of De polariteit van SO2 en de betekenis ervan in verschillende toepassingen.

Waarom is SO2 polair en SO3 niet-polair?

Als het gaat om het begrijpen van de polariteit van moleculen, is het essentieel om dit te overwegen de elektronegativiteit verschil tussen de betrokken atomen, evenals de moleculaire structuur. In het geval van zwaveldioxide (SO2) en zwaveltrioxide (SO3), het verschils in hun polariteit kan verklaard worden door te onderzoeken deze factoren.

Vergelijking van het elektronegativiteitsverschil tussen zuurstof en zwavel in SO2 en SO3

Elektronegativiteit is een maat voor een atoom's vermogen om elektronen naar zichzelf toe te trekken in een chemische binding. In het geval van SO2 en SO3 geldt beide moleculen bevatten zwavel en zuurstofatomen. Zuurstof is elektronegatiever dan zwavel, wat betekent dat dit het geval is een groter vermogen om elektronen naar zich toe te trekken.

Bij SO2, de elektronegativiteit Het verschil tussen zwavel en zuurstof is aanzienlijk. Dit verschil creëert een polaire covalente binding tussen de zwavel en zuurstofatomen. Een polaire covalente binding treedt op wanneer er is een ongelijke verdeling van elektronen tussen twee atomen. in deze zaak, het zuurstofatoom trekt de gedeelde elektronen sterker aan dan het zwavelatoom, waardoor er een gedeeltelijke negatieve lading ontstaat het zuurstofatoom en een gedeeltelijke positieve lading op het zwavelatoom.

Aan de andere kant, in SO3, de elektronegativiteit het verschil tussen zwavel en zuurstof is niet zo groot als bij SO2. De boom zuurstofatomen in SO3 zijn even elektronegatief, wat resulteert in een symmetrische verdeling van lading. Deze symmetrische verdeling van de kosten vervalt elk dipoolmoment, waardoor SO3 een niet-polair molecuul wordt.

Verklaring van de ongelijke ladingsscheiding en gebogen structuur in SO2

De ongelijke ladingsscheiding in SO2 kan hieraan worden toegeschreven zijn moleculaire structuur. In de Lewis-structuur van SO2 is zwavel omgeven door twee zuurstofatomen, Die een gebogen of V-vormig molecuul. Deze gebogen structuur is een resultaat van afstoting van elektronen tussen het eenzame paars elektronen op de zuurstofatomen en de bonding paren van elektronen tussen de zwavel en zuurstofatomen.

De afstoting tussen het eenzame paars en bonding paren veroorzaakt de zuurstofatomen dichter bij elkaar te brengen, wat resulteert in een gebogen vorm. Deze gebogen vorm leidt tot een ongelijke verdeling kosteloos, met de zuurstofatomen met een gedeeltelijk negatieve lading en het zwavelatoom met een gedeeltelijk positieve lading.

Bespreking van het netto dipoolmoment in SO2 als gevolg van de vectorrichting van het bindingspaarmoment naar zuurstof

Door de ongelijke ladingsscheiding in SO2 ontstaat er een netto dipoolmoment. Een dipoolmoment is een maat voor de polariteit van een molecuul en wordt weergegeven door een pijl wijst in de richting van het meer elektronegatieve atoom.

Bij SO2, het dipoolmoment komt voort uit de vectorrichting of het bindingspaarmoment richting de zuurstofatomen. De zuurstofatomenOmdat ze meer elektronegatief zijn, trekken ze de gedeelde elektronen naar zichzelf toe, wat resulteert in een gedeeltelijke negatieve lading. Hierdoor ontstaat er een dipoolmoment een positief einde bij het zwavelatoom en een negatief einde de zuurstofatomen.

De aanwezigheid van een netto dipoolmoment in SO2 geeft aan dat het een polair molecuul is. Het dipoolmoment maakt de formatie of intermoleculaire krachten, zoals dipool-dipool interacties, die bijdragen aan de fysische eigenschappen van het molecuul.

In tegenstelling tot, de symmetrische verdeling kosteloos in SO3-resultaten in een annulering of het dipoolmoments, waardoor het een niet-polair molecuul is. De afwezigheid van een netto dipoolmoment in SO3 betekent dat het dit mist intermoleculaire krachten geassocieerd met polariteit.

Lewis-structuur van SO2

De Lewis-structuur van een molecuul zorgt voor een visuele weergave van hoe zijn atomen met elkaar verbonden zijn en hoe de elektronen worden verdeeld. In het geval van zwaveldioxide (SO2) helpt de Lewis-structuur ons de rangschikking van de atomen en de binding binnen het molecuul te begrijpen.

Beschrijving van de Lewis-structuur van SO2

De Lewis-structuur van SO2 bestaat uit: een zwavelatoom (S) gebonden aan twee zuurstofatomen (O). Om de Lewis-structuur te bepalen, beginnen we met tellen het totale aantal of valentie-elektronen in het molecuul. Zwavel is in Groep 6A of Het periodiek systeem en heeft 6 valentie-elektronenterwijl er zuurstof in zit Groep 6A en heeft 6 valentie-elektronen elk. Daarom, het totale aantal of valentie-elektronen in SO2 is 6 (uit zwavel) + 2 × 6 (uit zuurstof) = 18.

Vervolgens rangschikken we de atomen in het molecuul en verbinden ze ermee enkele obligaties. In het geval van SO2 bevindt het zwavelatoom zich in het midden, en de twee zuurstofatomen zijn eraan gehecht. Elke obligatie bestaat uit een paar van elektronen, dus we hebben er 4 gebruikt valentie-elektronen (2 paren) te vormen de twee zwavel-zuurstofbindingen.

Nadat we de atomen met bindingen hebben verbonden, verdelen we de rest valentie-elektronen rond de atomen om te bevredigen de octetregel. De octetregel stelt dat atomen de neiging hebben om elektronen te winnen, te verliezen of te delen om te bereiken een stabiele elektronenconfiguratie met 8 valentie-elektronen. In het geval van zwavel en zuurstof hebben ze er allebei 8 nodig valentie-elektronen bereiken een stabiele configuratie.

Aangezien we er 4 hebben gebruikt valentie-elektronen voor de obligaties hebben we 18 – 4 = 14 valentie-elektronen overgebleven. Deze elektronen worden verdeeld als alleenstaande paren op de zuurstofatomen. Elk zuurstofatoom biedt plaats aan 6 valentie-elektronen (2 in de band en 4 als alleenstaande paren), bevredigend de octetregel.

De uiteindelijke Lewis-structuur van SO2 is als volgt:

O
/
S = O
\
O

In deze structuur, het zwavelatoom bevindt zich in het midden, en de zuurstofatomen zijn aan weerszijden gerangschikt. De obligaties tussen zwavel en zuurstof worden weergegeven door lijnen, terwijl het eenzame paars elektronen op de zuurstofatomen worden weergegeven door punten.

Analyse van het eenzame paarmoment en het bindingspaarmoment in SO2

In SO2 is de aanwezigheid van alleenstaande paren op de zuurstofatomen en de binding tussen zwavel en zuurstof draagt ​​hieraan bij de algehele moleculaire geometrie en polariteit van het molecuul.

De eenzame paren op de zuurstofatomen en je merk te creëren een afstotingseffect, waardoor de atomen iets van elkaar af worden geduwd. Dit resulteert in een gebogen of V-vormige moleculaire geometrie voor SO2. De obligatie hoek tussen de zwavel-zuurstofbindingen is ongeveer 119 graden.

Het elektronegativiteitsverschil tussen zwavel en zuurstof speelt ook een rol bij het bepalen van de polariteit van het molecuul. Zuurstof is elektronegatiever dan zwavel, wat betekent dat dit het geval is een groter vermogen om elektronen naar zichzelf toe te trekken. Als gevolg hiervan is de zuurstofatomen in SO2 hebben een gedeeltelijk negatieve lading, terwijl het zwavelatoom een ​​gedeeltelijk positieve lading heeft.

De aanwezigheid van het eenzame paars en de ongelijke verdeling De hoeveelheid lading in het molecuul veroorzaakt een dipoolmoment in SO2. Het dipoolmoment is een maat voor de scheiding of positieve en negatieve ladingen in een molecuul. In het geval van SO2 geldt het dipoolmoment is niet nul, wat aangeeft dat het molecuul polair is.

Samenvattend onthult de Lewis-structuur van SO2 de rangschikking van atomen en elektronen in het molecuul. De aanwezigheid van eenzame paren op de zuurstofatomen en de binding tussen zwavel en zuurstof draagt ​​hieraan bij de gebogen moleculaire geometrie en de polariteit van SO2.

Bepaling van de polariteit van SO2

Het bepalen van de polariteit van een molecuul is cruciaal voor het begrip zijn chemische eigenschappen en gedrag. In het geval van zwaveldioxide (SO2) is het essentieel om te beoordelen of dit het geval is een polair of niet-polair molecuul. De polariteit van SO2 wordt beïnvloed door meerdere factoren, waaronder zijn geometrie, vorm geven aan, de compactheid of elektronenwolken, het bindingsdipoolmoment en de elektronegativiteit verschil tussen zuurstof en zwavel.

Geometrie, vorm en compactheid van elektronenwolken

Om de polariteit van SO2 te bepalen, moeten we eerst nadenken zijn geometrie en vorm. De moleculaire geometrie van SO2 staat bekend als gebogen of V-vormig. deze vorm ontstaat door de aanwezigheid van twee elektronenparen op het centrale zwavelatoom en de afstoting tussen deze elektronenparen. Het zwavelatoom is gebonden aan twee zuurstofatomen, en het molecuul heeft een centrale zwavel-zuurstof-zwavelbindingshoek of ongeveer 119 graden.

De vorm van SO2-spelen een cruciale rol bij het bepalen zijn polariteit. De aanwezigheid van eenzame paren het centrale atoom zorgt voor een ongelijke verdeling van elektronendichtheid. De zuurstofatomen trek aan de elektronendichtheid naar zichzelf toe, wat resulteert in een polair molecuul.

Toepassing van de VSEPR-theorie

De Valence Shell-elektronenpaarafstoting (VSEPR) theorie wel een handig hulpmiddel bij het voorspellen de vorm van moleculen. Volgens deze theorie, elektronenparen rond een centraal atoom elkaar afstoten en zich inrichten een manier dat minimaliseert deze afstoting. In het geval van SO2, de twee zuurstofatomen en twee eenzame paren van elektronen op het zwavelatoom stoten elkaar af, wat leidt tot de gebogen vorm.

De VSEPR-theorie helpt ons de rangschikking van atomen en eenzame paren in de buurt te begrijpen het centrale atoom, wat op zijn beurt inzicht geeft in de polariteit van het molecuul. In het geval van SO2 duidt de gebogen vorm op een ongelijkmatige verdeling van elektronendichtheid, waardoor het een polair molecuul wordt.

Bond dipoolmoment en zijn bijdrage aan polariteit

De obligatie dipool moment is een andere factor dat de polariteit van een molecuul beïnvloedt. Het is een maat voor de polariteit van een chemische binding binnen een molecuul. In het geval van SO2 zijn de zwavel-zuurstofbindingen polair vanwege het verschil in de elektronegativiteit tussen zwavel en zuurstof.

De obligatie dipool moment wordt bepaald door de elektronegativiteit verschil tussen de atomen die betrokken zijn bij de binding. Elektronegativiteit is een maatstaf voor een atoomHet vermogen om elektronen naar zichzelf toe te trekken. Zuurstof is elektronegatiever dan zwavel, waardoor er zuurstofatomen om de gedeelde elektronen dichter bij zichzelf te trekken. Dit creëert gedeeltelijke positieve ladingen op het zwavelatoom en gedeeltelijke negatieve ladingen op de zuurstofatomen.

De obligatie dipool moments in SO2 heffen elkaar niet op vanwege de gebogen vorm van het molecuul. Als gevolg hiervan heeft het molecuul een netto dipoolmoment, waardoor het een polair molecuul is.

Elektronegativiteitsverschil tussen zuurstof en zwavel

Het elektronegativiteitsverschil tussen zuurstof en zwavel een belangrijke factor bij het bepalen van de polariteit van SO2. Elektronegativiteitswaarden bereik van 0 tot 4, met hogere waarden wat aangeeft een sterker vermogen om elektronen aan te trekken. Zuurstof heeft een elektronegativiteitswaarde van 3.44, terwijl zwavel dat wel heeft een elektronegativiteitswaarde van 2.58.

Het significante verschil in de elektronegativiteit tussen zuurstof en zwavel draagt ​​hieraan bij de polaire natuur van SO2. De hogere elektronegativiteit van zuurstof zorgt ervoor dat het elektronen sterker aantrekt, wat resulteert in gedeeltelijke negatieve ladingen op de zuurstofatomen en een gedeeltelijke positieve lading op het zwavelatoom.

Vergelijking met andere moleculen

Bij het bespreken van de polariteit van SO2 (zwaveldioxide), is het nuttig om het te vergelijken met een ander molecuul, zoals CO2 (kooldioxide). Terwijl beide moleculen bevatten aan elkaar gebonden atomen, ze vertonen verschillende niveaus van polariteit.

Vergelijking van de polariteit van CO2 en SO2

CO2 is een niet-polair molecuul, wat betekent dat het dat ook is een gelijke verdeling lading en geen dipoolmoment. Aan de andere kant is SO2 een polair molecuul, wat betekent dat het een ongelijkmatige ladingsverdeling heeft een dipoolmoment dat niet nul is.

Het verschil polariteit tussen CO2 en SO2 kan worden toegeschreven aan hun moleculaire structuren en de elektronegativiteit van de betrokken atomen.

Uitleg waarom CO2 niet-polair is en SO2 polair

Bij CO2, het centrale koolstofatoom is gebonden aan twee zuurstofatomen door dubbele obligaties. De koolstof-zuurstofbindingen zijn symmetrisch, met dezelfde elektronegativiteit For beide atomen. Als gevolg hiervan worden de elektronen in de bindingen gelijkelijk verdeeld, wat leidt tot een annulering of elk dipoolmoment. Dit gelijke delen van elektronen creëert een niet-polair molecuul.

Aan de andere kant is in SO2 het centrale zwavelatoom aan twee gebonden zuurstofatomen door enkele obligaties. Anders dan bij CO2 zijn de zwavel-zuurstofbindingen niet symmetrisch. Het zwavelatoom is minder elektronegatief dan zuurstof, waardoor de elektronen in de bindingen dichter bij elkaar worden getrokken zuurstofatomen. Deze ongelijke verdeling van elektronen creëert een dipoolmoment, resulterend in een polair molecuul.

De polaire natuur van SO2 kan ook worden verklaard door zijn moleculaire geometrie. Volgens de VSEPR (Valence Shell-elektronenpaarafstoting) theorie heeft het zwavelatoom in SO2 een gebogen of V-vormige moleculaire geometrie. Deze gebogen vorm leidt tot een ongelijkmatige verdeling van de lading, waarbij de zuurstofatomen met een gedeeltelijk negatieve lading en het zwavelatoom met een gedeeltelijk positieve lading.

Veelgestelde Vragen / FAQ

1. Is SO2 polair of niet-polair?

beeld 102

Zwaveldioxide (SO2) is een polair molecuul.

2. Welk type binding is SO2: polair of niet-polair?

De obligatie in SO2 is een polaire covalente binding.

3. Waarom is SO2 polair en SO3 niet-polair?

SO2 is polair omdat dat zo is een gebogen moleculaire geometrie en een significant dipoolmoment, terwijl SO3 niet-polair is vanwege zijn trigonale vlakke moleculaire geometrie en een symmetrische verdeling van lading.

4. Heeft SO2 polaire of niet-polaire bindingen?

SO2 heeft polaire covalente bindingen.

5. Is de Lewis-structuur van SO2 polair of niet-polair?

De Lewis-structuur van SO2 geeft aan dat het een polair molecuul is.

6. Is SO2 een polair molecuul?

Ja, SO2 is een polair molecuul.

7. Waarom is SO2 niet-polair?

beeld 101

SO2 is eigenlijk een polair molecuul, niet apolair. Het heeft een gebogen moleculaire geometrie en een significant dipoolmoment.

8. Is SO2 polair of niet-polair?

SO2 is een polair molecuul.

9. Zijn CO2 en SO2 polair of apolair?

CO2 is een niet-polair molecuul, terwijl SO2 een polair molecuul is.

10. Is SO2 polair of niet-polair?

SO2 is een polair molecuul.

Lees ook: