Όταν πολύ ηλεκτροαρνητικά άτομα όπως ο δεσμός οξυγόνου με με ένα χαμηλότερο ηλεκτροθεραπευτικό υδρογόνο, ποιο είναι το αποτέλεσμα;
* Ηλεκτροργατιστικότητα: Το οξυγόνο έχει πολύ υψηλότερη ηλεκτροαρνητικότητα από το υδρογόνο. Αυτό σημαίνει ότι το οξυγόνο έχει ισχυρότερη έλξη για ηλεκτρόνια από ό, τι το υδρογόνο.
* Μη εξής κοινή χρήση: Στον δεσμό, τα κοινόχρηστα ηλεκτρόνια περνούν περισσότερο χρόνο πιο κοντά στο άτομο οξυγόνου. Αυτό δημιουργεί ένα μερικό αρνητικό φορτίο (δ-) στο άτομο οξυγόνου και ένα μερικό θετικό φορτίο (Δ+) στο άτομο υδρογόνου.
* πολικότητα: Η άνιση κατανομή των ηλεκτρονίων δημιουργεί μια διπολική στιγμή, όπου το ένα άκρο του μορίου είναι ελαφρώς αρνητικό και το άλλο άκρο είναι ελαφρώς θετικό. Αυτό κάνει το Bond Polar.
Παραδείγματα:
* νερό (h₂o): Τα δύο άτομα υδρογόνου συνδέονται με το άτομο οξυγόνου. Η ηλεκτροαρνητικότητα του οξυγόνου τραβά τα ηλεκτρόνια προς τον εαυτό του, καθιστώντας την πλευρά του οξυγόνου του μορίου ελαφρώς αρνητική και την πλευρά του υδρογόνου ελαφρώς θετική.
* αλκοόλες (π.χ. αιθανόλη, ch₃ch₂oh): Το άτομο οξυγόνου στην ομάδα -ΗΗ είναι επίσης πιο ηλεκτροαρνητική από το άτομο υδρογόνου, δημιουργώντας έναν πολικό δεσμό.
Συνέπειες των πολικών ομοιοπολικών δεσμών:
* δεσμός υδρογόνου: Το μερικό θετικό φορτίο στα άτομα υδρογόνου μπορεί να σχηματίσει αδύναμα αξιοθέατα (δεσμούς υδρογόνου) με το μερικό αρνητικό φορτίο σε άλλα ηλεκτροαρνητικά άτομα. Αυτό είναι σημαντικό σε πολλά βιολογικά συστήματα, για παράδειγμα, κρατώντας τα μόρια νερού μαζί και σταθεροποιητικές δομές πρωτεϊνών.
* Διαλυτότητα: Τα πολικά μόρια όπως το νερό είναι καλοί διαλύτες για άλλα πολικά μόρια, αλλά δεν διαλύουν καλά τα μη πολικά μόρια.
* Αντιδραστικότητα: Η πολικότητα του δεσμού μπορεί να επηρεάσει την αντιδραστικότητα του μορίου.
Συνοπτικά, ο δεσμός μεταξύ ενός εξαιρετικά ηλεκτροαρνητικού ατόμου όπως το οξυγόνο και ένα λιγότερο ηλεκτροαρνητικό άτομο όπως το υδρογόνο οδηγεί σε έναν πολικό ομοιοπολικό δεσμό με σημαντικές συνέπειες για τις ιδιότητες του μορίου.
