Γιατί το νερό αναφέρεται ως πολικό μόριο;
* Ηλεκτροαρνητικότητα του οξυγόνου: Το οξυγόνο είναι πιο ηλεκτροαρνητικό από το υδρογόνο, που σημαίνει ότι έχει ισχυρότερη έλξη σε κοινά ηλεκτρόνια στους ομοιοπολικούς δεσμούς μεταξύ ατόμων οξυγόνου και υδρογόνου.
* Ανοικτή κοινή χρήση: Αυτή η ισχυρότερη έλξη αναγκάζει τα ηλεκτρόνια στους δεσμούς H-O να περνούν περισσότερο χρόνο πιο κοντά στο άτομο οξυγόνου, δημιουργώντας ένα ελαφρύ αρνητικό φορτίο (δ-) κοντά στο άτομο οξυγόνου. Αντιστρόφως, τα άτομα υδρογόνου έχουν ένα ελαφρύ θετικό φορτίο (δ+).
* λυγισμένη γεωμετρία: Το λυγισμένο σχήμα του μορίου, με τα δύο άτομα υδρογόνου υπό γωνία, συμβάλλει περαιτέρω στην ανομοιόμορφη κατανομή φορτίου. Το αρνητικό άκρο του μορίου (οξυγόνο) είναι στη μία πλευρά, ενώ τα θετικά άκρα (υδρογόνο) είναι από την άλλη.
Συνέπειες πολικότητας:
* δεσμός υδρογόνου: Η πολική φύση του νερού του επιτρέπει να σχηματίζει ισχυρούς δεσμούς υδρογόνου με άλλα μόρια νερού και άλλες πολικές ουσίες. Αυτό είναι ζωτικής σημασίας για πολλές από τις μοναδικές ιδιότητες του νερού, συμπεριλαμβανομένου του υψηλού σημείου βρασμού, της επιφανειακής τάσης και της ικανότητας να διαλύουν πολλές ουσίες.
* Διαλυτότητα: Τα πολικά μόρια είναι πιο διαλυτά στο νερό από τα μη πολικά μόρια. Αυτό οφείλεται στο γεγονός ότι τα πολικά μόρια μπορούν να σχηματίσουν ελκυστικές αλληλεπιδράσεις με μόρια νερού.
Συνοπτικά, η πολικότητα του νερού προκύπτει από την άνιση κατανομή των ηλεκτρονίων στους δεσμούς H-O, την λυγισμένη γεωμετρία του και την προκύπτουσα ανομοιογενή κατανομή φορτίου, οδηγώντας σε θετικό τέλος και αρνητικό τέλος μέσα στο μόριο.
