Γιατί είναι ο δεσμός μεταξύ υδρογόνου και οξυγόνου σε ένα μόριο νερού πιο πολικό από το μόριο αμμωνίας αζώτου;
1. Διαφορά ηλεκτροαρνητικότητας:
* οξυγόνο είναι περισσότερο ηλεκτροαρνητικό από αζώτο . Αυτό σημαίνει ότι το οξυγόνο έχει ισχυρότερη έλξη σε κοινόχρηστα ηλεκτρόνια σε έναν δεσμό.
* Η διαφορά ηλεκτροαρνητικότητας μεταξύ οξυγόνου και υδρογόνου (3,44 - 2,20 =1,24) είναι μεγαλύτερη από τη διαφορά ηλεκτροαρνητικότητας μεταξύ αζώτου και υδρογόνου (3.04 - 2.20 =0.84).
* Η μεγαλύτερη διαφορά ηλεκτροαρνητικότητας οδηγεί σε έναν πιο πολικό δεσμό.
2. Μοριακή γεωμετρία:
* μόριο νερού έχει ένα λυγισμένο σχήμα Λόγω των δύο μοναχικών ζευγών στο άτομο οξυγόνου. Αυτό το λυγισμένο σχήμα οδηγεί σε μια ανομοιογενή κατανομή της πυκνότητας ηλεκτρονίων, με ένα μερικό αρνητικό φορτίο στην πλευρά του οξυγόνου και Μερικές θετικές χρεώσεις Από την πλευρά του υδρογόνου.
* μόριο αμμωνίας έχει ένα τριγωνικό πυραμιδικό σχήμα . Ενώ το άτομο αζώτου είναι ακόμα πιο ηλεκτροαρνητικό από το υδρογόνο, το πυραμιδικό σχήμα διανέμει την πυκνότητα των ηλεκτρονίων πιο ομοιόμορφα σε σύγκριση με το λυγισμένο μόριο νερού.
3. Ροπή διπολικών δεσμών:
* Η διπολική στιγμή του δεσμού είναι ένα μέτρο της πολικότητας ενός δεσμού.
* Όσο μεγαλύτερη είναι η διαφορά ηλεκτροαρνητικότητας, τόσο μεγαλύτερη είναι η ροπή διπολικού δεσμού.
* Η διπολική στιγμή του δεσμού του δεσμού H-O στο νερό είναι μεγαλύτερη από τη στιγμή του δίπολο του δεσμού του δεσμού Η-Ν στην αμμωνία.
Συνοπτικά: Η μεγαλύτερη διαφορά ηλεκτροαρνητικότητας μεταξύ του οξυγόνου και του υδρογόνου, του λυγισμένου σχήματος του μορίου του νερού και της μεγαλύτερης διπολικής ροπής δεσμού συμβάλλουν στην υψηλότερη πολικότητα του δεσμού Η-Ο σε νερό σε σύγκριση με τον δεσμό Η-Ν στην αμμωνία.
