Γιατί είναι η διπολική στιγμή του νερού μεγαλύτερη από αυτή την αμμωνία;
1. Μοριακή γεωμετρία:
* νερό (h₂o): Το νερό έχει μια λυγισμένη γεωμετρία σε σχήμα V λόγω των δύο μοναχικών ζευγών ηλεκτρονίων στο άτομο οξυγόνου. Αυτό το σχήμα δημιουργεί ένα σημαντικό διαχωρισμό του φορτίου, με ένα μερικό αρνητικό φορτίο στο οξυγόνο και μερική θετική φορτία στα υδρογόνα.
* αμμωνία (NH₃): Η αμμωνία έχει τριγωνική πυραμιδική γεωμετρία, με ένα μοναδικό ζεύγος ηλεκτρονίων στο άτομο αζώτου. Το μοναδικό ζευγάρι συμβάλλει σε ένα ελαφρώς παραμορφωμένο τετραεδρικό σχήμα. Ενώ η αμμωνία έχει μια διπολική στιγμή, η διάταξη του ζεύγους Lone και των ατόμων υδρογόνου είναι λιγότερο πολωτική από τη διάταξη στο νερό.
2. Διαφορές ηλεκτροαρνητικότητας:
* οξυγόνο: Το οξυγόνο είναι περισσότερο ηλεκτροαρνητικό από το υδρογόνο. Αυτό σημαίνει ότι το οξυγόνο προσελκύει τα ηλεκτρόνια πιο έντονα, οδηγώντας σε μεγαλύτερο μερικό αρνητικό φορτίο στο άτομο οξυγόνου στο νερό.
* αζώτου: Το άζωτο είναι επίσης πιο ηλεκτροαρνητικό από το υδρογόνο, αλλά λιγότερο από το οξυγόνο. Αυτό έχει ως αποτέλεσμα μικρότερη διαφορά στην ηλεκτροαρνητικότητα μεταξύ αζώτου και υδρογόνου στην αμμωνία.
3. Ζεύγη και γωνίες δεσμού:
* νερό: Τα δύο μοναχικά ζεύγη στο οξυγόνο στο νερό δημιουργούν μεγαλύτερη πυκνότητα ηλεκτρονίων γύρω από το άτομο οξυγόνου, ενισχύοντας το μερικό αρνητικό φορτίο. Η γωνία δεσμού στο νερό (περίπου 104,5 °) είναι επίσης μικρότερη από τη γωνία δεσμού στην αμμωνία (περίπου 107 °), οδηγώντας σε έναν πιο έντονο διαχωρισμό του φορτίου.
* αμμωνία: Το μοναδικό ζευγάρι στο άζωτο στην αμμωνία συμβάλλει στη ροπή του διπόλου, αλλά έχει λιγότερο επιρροή από τα δύο μοναχικά ζεύγη στο νερό.
Συνοπτικά:
Ο συνδυασμός ενός πιο ηλεκτροαρνητικού κεντρικού ατόμου (οξυγόνου), μιας μικρότερης γωνίας δεσμού και της παρουσίας δύο μοναχικών ζευγών στο νερό οδηγεί σε μια ισχυρότερη διπολική στιγμή σε σύγκριση με την αμμωνία.
