Γιατί ο ομοιοπολικός δεσμός μεταξύ Ο και Η θεωρείται πολικός;
1. Διαφορά ηλεκτροαρνητικότητας:
* Το οξυγόνο είναι πολύ πιο ηλεκτροαρνητικό από το υδρογόνο. Η ηλεκτροαρνητικότητα είναι η ικανότητα ενός ατόμου να προσελκύει ηλεκτρόνια προς τον εαυτό του σε χημικό δεσμό.
* Το οξυγόνο έχει ηλεκτροαρνητικότητα 3,44, ενώ το υδρογόνο έχει ηλεκτροαρνητικότητα 2,20. Αυτή η σημαντική διαφορά στην ηλεκτροαρνητικότητα δημιουργεί μια ανομοιογενή κοινή χρήση ηλεκτρονίων στον δεσμό Ο-Η.
2. Διανομή ηλεκτρονίων:
* Λόγω της υψηλότερης ηλεκτροαρνητικότητας του οξυγόνου, τα κοινόχρηστα ηλεκτρόνια στον δεσμό Ο-Η 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.
3. Διπολική στιγμή:
* Ο διαχωρισμός των φορτίων εντός του δεσμού Ο-Η δημιουργεί μια διπολική στιγμή, η οποία είναι ένα μέτρο της πολικότητας ενός μορίου.
* Η διπολική στιγμή του νερού (H₂O), που περιέχει δύο δεσμούς Ο-Η, είναι αρκετά σημαντική, υποδεικνύοντας έναν ισχυρό πολικό χαρακτήρα.
4. Συνέπειες της πολικότητας:
* Η πολική φύση του δεσμού Ο-Η κάνει το νερό ένα πολύ πολικό μόριο, υπεύθυνο για τις μοναδικές του ιδιότητες όπως το υψηλό σημείο βρασμού, τις εξαιρετικές δυνατότητες διαλύτη και την ικανότητά του να σχηματίζει δεσμούς υδρογόνου.
* Η πολικότητα διαδραματίζει επίσης κρίσιμο ρόλο στα βιολογικά συστήματα, όπου το νερό είναι απαραίτητο για πολλές διαδικασίες.
Συνοπτικά: Η διαφορά στην ηλεκτροαρνητικότητα μεταξύ οξυγόνου και υδρογόνου οδηγεί σε μια ανομοιογενή κατανομή ηλεκτρονίων στον δεσμό Ο-Η, με αποτέλεσμα ένα μερικό αρνητικό φορτίο στο οξυγόνο και ένα μερικό θετικό φορτίο στο υδρογόνο, καθιστώντας τον πολικό δεσμό.
