Τι είναι μια πολική ένωση;
Εδώ είναι μια κατανομή:
* Ηλεκτροργατιστικότητα: Αυτή είναι η ικανότητα ενός ατόμου να προσελκύει ηλεκτρόνια προς τον εαυτό του σε χημικό δεσμό. Διαφορετικά στοιχεία έχουν διαφορετικές ηλεκτροθεραπευτικές περιοχές.
* πολικός ομοιοπολικός δεσμός: Όταν δύο άτομα με διαφορετικές ηλεκτροναριτικίες σχηματίζουν έναν δεσμό, τα ηλεκτρόνια τραβούν περισσότερο προς το άτομο με υψηλότερη ηλεκτροαρνητικότητα. Αυτό δημιουργεί ένα μερικό αρνητικό φορτίο (δ-) στο πιο ηλεκτροαρνητικό άτομο και ένα μερικό θετικό φορτίο (Δ+) στο λιγότερο ηλεκτροαρνητικό άτομο.
* πολικό μόριο: Εάν ένα μόριο έχει πολικούς ομοιοπολικούς δεσμούς και οι δεσμοί είναι διατεταγμένοι ασύμμετρα, το μόριο θα έχει μια καθαρή διπολική στιγμή, πράγμα που σημαίνει ότι θα έχει θετικό και αρνητικό τέλος.
Χαρακτηριστικά των πολικών ενώσεων:
* Διαλυτότητα στο νερό: Οι πολικές ενώσεις τείνουν να διαλύονται στο νερό επειδή το νερό είναι επίσης ένα πολικό μόριο. Το θετικό τέλος του μορίου νερού μπορεί να προσελκύσει το αρνητικό άκρο της πολικής ένωσης και αντίστροφα.
* Σημεία υψηλής βρασμού: Οι πολικές ενώσεις τείνουν να έχουν υψηλότερα σημεία βρασμού από τις μη πολικές ενώσεις, επειδή οι διαμοριακές δυνάμεις μεταξύ πολικών μορίων είναι ισχυρότερες.
* καλοί αγωγοί ηλεκτρικής ενέργειας: Όταν διαλύονται σε νερό, οι πολικές ενώσεις μπορούν να διεξάγουν ηλεκτρική ενέργεια επειδή τα φορτισμένα ιόντα είναι ελεύθερα να κινηθούν.
Παραδείγματα πολικών ενώσεων:
* νερό (h₂o): Το άτομο οξυγόνου είναι πιο ηλεκτροαρνητικό από τα άτομα υδρογόνου, με αποτέλεσμα ένα πολικό μόριο.
* αιθανόλη (c₂h₅oh): Το άτομο οξυγόνου στην ομάδα υδροξυλίου (ΟΗ) είναι πιο ηλεκτροαρνητικό από τα άτομα άνθρακα και υδρογόνου.
* Χλωρίδιο υδρογόνου (HCl): Το χλώριο είναι πιο ηλεκτροαρνητικό από το υδρογόνο, καθιστώντας το μόριο πολικό.
Αντίθετα, μη πολικές ενώσεις Έχετε ομοιόμορφη κατανομή ηλεκτρονίων και δεν έχετε θετικό ή αρνητικό τέλος. Συνήθως έχουν χαμηλά σημεία βρασμού και δεν είναι διαλυτά στο νερό. Παραδείγματα περιλαμβάνουν μεθάνιο (CH₄) και λάδι.
