Χημική πολικότητα

Από τη Βικιπαίδεια, την ελεύθερη εγκυκλοπαίδεια
Μετάβαση στην πλοήγηση Πήδηση στην αναζήτηση
Μόριο νερού (Η2Ο): ένα χαρακτηριστικό παράδειγμα πολικότητας. Υπάρχουν δύο φορτία με αρνητικό φορτίο στη μέση (κόκκινη απόχρωση) και θετικό φορτίο στα άκρα (μπλε απόχρωση).

Στη χημεία, η πολικότητα είναι ο διαχωρισμός ηλεκτρικού φορτίου που οδηγεί σε ένα μόριο ή τις χημικές του ομάδες να έχουν ηλεκτρική διπολική ροπή, με αρνητικά φορτισμένο άκρο και -επίσης- θετικά φορτισμένο άκρο.

Τα πολικά μόρια πρέπει να περιέχουν έναν ή περισσότερους πολικούς δεσμούς λόγω διαφοράς στην ηλεκτραρνητικότητα μεταξύ των συνδεδεμένων ατόμων. Τα μόρια που περιέχουν πολικούς δεσμούς δεν έχουν μοριακή πολικότητα όταν τα δίπολα του δεσμού αλληλοεξουδετερώνονται με συμμετρικό τρόπο.

Το μόριο αμμωνίας (NH3) είναι πολικό ως αποτέλεσμα της μοριακής του γεωμετρίας. Το κόκκινο αντιπροσωπεύει μερικώς αρνητικά φορτισμένες περιοχές.

Τα πολικά μόρια αλληλεπιδρούν μέσω διαμοριακών δυνάμεων διπόλου - διπόλου και δεσμών υδρογόνου. Η πολικότητα βασίζεται σε μια σειρά από φυσικές ιδιότητες, όπως λ.χ. την επιφανειακή τάση, τη διαλυτότητα και τα σημεία τήξης και βρασμού.

Όλα τα άτομα δεν έλκουν ηλεκτρόνια με την ίδια δύναμη. Η ποσότητα «έλξης» που ασκεί ένα άτομο στα ηλεκτρόνια του ονομάζεται ηλεκτραρνητικότητα αυτού. Άτομα με υψηλή ηλεκτραρνητικότητα, όπως λ.χ. φθόριο, οξυγόνο και άζωτο ασκούν μεγαλύτερη έλξη στα ηλεκτρόνια από τα άτομα με χαμηλότερη ηλεκτραρνητικότητα όπως λ.χ. αυτών στα μέταλλα των αλκαλίων και τα μέταλλα των αλκαλικών γαιών. Σε ένα δεσμό, αυτό οδηγεί σε άνιση κατανομή ηλεκτρονίων μεταξύ των ατόμων, καθώς τα ηλεκτρόνια θα έλκονται πιο κοντά στο άτομο που φέρει την υψηλότερη ηλεκτραρνητικότητα.

Επειδή τα ηλεκτρόνια έχουν αρνητικό φορτίο, η άνιση κατανομή των ηλεκτρονίων μέσα σε ένα δεσμό οδηγεί στο σχηματισμό ενός ηλεκτρικού διπόλου: δηλ. ένα διαχωρισμό θετικού και αρνητικού ηλεκτρικού φορτίου. Επειδή η ποσότητα φορτίου που διαχωρίζεται σε τέτοια δίπολα είναι συνήθως μικρότερη από ένα στοιχειώδες (θεμελιώδες) φορτίο, ονομάζονται επιμέρους φορτία, που συμβολίζονται ως δ+ (δέλτα συν) και δ− (δέλτα μείον). Αυτά τα σύμβολα εισήχθησαν για πρώτη φορά από τον σερ Κρίστοφερ Ίνγκολντ και την Δρ. Έντιθ Χίλντα - Ίνγκολντ, το 1926. [1][2] Η διπολική ροπή δεσμού υπολογίζεται πολλαπλασιάζοντας το ποσό του φορτίου που διαχωρίζεται και την απόσταση μεταξύ των φορτίων.

Αυτά τα δίπολα μέσα στα μόρια μπορούν να αλληλεπιδράσουν με δίπολα σε άλλα μόρια, δημιουργώντας διαμοριακές δυνάμεις διπόλου-διπόλου, γνωστές ως ενδομοριακές δυνάμεις.

Παραπομπές[Επεξεργασία | επεξεργασία κώδικα]

  1. Jensen, William B. (2009). «The Origin of the "Delta" Symbol for Fractional Charges». J. Chem. Educ. 86 (5): 545. doi:10.1021/ed086p545. Bibcode2009JChEd..86..545J. http://www.jce.divched.org/Journal/Issues/2009/May/abs545.html. 
  2. Ingold, C. K.; Ingold, E. H. (1926). «The Nature of the Alternating Effect in Carbon Chains. Part V. A Discussion of Aromatic Substitution with Special Reference to Respective Roles of Polar and Nonpolar Dissociation; and a Further Study of the Relative Directive Efficiencies of Oxygen and Nitrogen». J. Chem. Soc.: 1310–1328. doi:10.1039/jr9262901310.