Όταν δύο άτομα σχηματίζουν έναν χημικό δεσμό με την κοινή χρήση ηλεκτρονίων, το προκύπτον μόριο θα είναι πολικό ή μη πολικό;
Παράγοντες που επηρεάζουν την πολικότητα:
* Διαφορά ηλεκτροαρνητικότητας: Ο βασικός παράγοντας είναι η διαφορά στην ηλεκτροαρνητικότητα μεταξύ των δύο ατόμων. Η ηλεκτροαρνητικότητα είναι η ικανότητα του ατόμου να προσελκύει ηλεκτρόνια σε έναν δεσμό.
* Μεγάλη διαφορά: Όταν υπάρχει μεγάλη διαφορά ηλεκτροαρνητικότητας, ένα άτομο θα τραβήξει τα κοινά ηλεκτρόνια πιο κοντά, δημιουργώντας ένα μερικό αρνητικό φορτίο σε αυτό το άτομο και ένα μερικό θετικό φορτίο από την άλλη. Αυτό έχει ως αποτέλεσμα ένα πολικό δεσμό .
* Μικρή διαφορά: Εάν η διαφορά ηλεκτροαρνητικότητας είναι μικρή, τα ηλεκτρόνια μοιράζονται πιο εξίσου, δημιουργώντας ένα μη πολικό δεσμό .
* Μοριακή γεωμετρία: Ακόμη και αν οι δεσμοί είναι πολικοί, το ίδιο το μόριο μπορεί να είναι μη πολικό εάν οι μεμονωμένες πολικότητες των δεσμών ακυρώσουν ο ένας τον άλλον λόγω του σχήματος του μορίου. Σκεφτείτε ένα ρυμουλκό του πολέμου-αν οι ομάδες τραβήξουν εξίσου σε αντίθετες κατευθύνσεις, δεν υπάρχει κίνηση.
Παραδείγματα:
* νερό (h₂o): Το οξυγόνο είναι πιο ηλεκτροαρνητικό από το υδρογόνο, δημιουργώντας πολικούς δεσμούς. Το λυγισμένο σχήμα του μορίου σημαίνει ότι αυτές οι πολικότητες δεν ακυρώνονται, καθιστώντας το νερό ένα πολικό μόριο.
* διοξείδιο του άνθρακα (CO₂): Το οξυγόνο είναι πιο ηλεκτροαρνητικό από τον άνθρακα, καθιστώντας τους δεσμούς C =O Polar. Ωστόσο, το γραμμικό σχήμα του Co₂ με τα διπόλια που δείχνουν σε αντίθετες κατευθύνσεις οδηγεί σε ένα μη πολικό μόριο.
Συμπερασματικά:
Η κοινή χρήση ηλεκτρονίων είναι μια απαραίτητη προϋπόθεση για έναν ομοιοπολικό δεσμό, αλλά δεν είναι ο μοναδικός καθοριστικός παράγοντας της πολικότητας. Πρέπει να λάβετε υπόψη:
1. Διαφορά ηλεκτροαρνητικότητας: Μήπως ένα άτομο τραβά τα κοινόχρηστα ηλεκτρόνια πιο έντονα;
2. Μοριακό σχήμα: Πώς οι μεμονωμένες πολικότητες των δεσμών οργανώνουν σε 3D χώρο;
Με την κατανόηση αυτών των παραγόντων, μπορείτε να προβλέψετε εάν ένα μόριο θα είναι πολικό ή μη πολικό.
