Polar Molecule:Ορισμός και Παραδείγματα

Η πολικότητα στη χημεία αναφέρεται στην άνιση έλξη ηλεκτρονίων σε στοιχεία μιας ένωσης, με αποτέλεσμα ένα μόριο με αρνητικά φορτισμένο άκρο και θετικά φορτισμένο άκρο. Η πολικότητα ενός μορίου εξαρτάται από την ηλεκτραρνητικότητα των συστατικών στοιχείων αυτού του μορίου.

Στοιχεία που διαφέρουν πολύ σε ηλεκτραρνητικότητα θα ασκήσουν άνιση έλξη στα ηλεκτρόνια, δημιουργώντας μια καθαρή διαφορά στο φορτίο στο μόριο. Η πολικότητα των μεμονωμένων δεσμών καθορίζει επίσης το σχήμα ενός μορίου, καθώς η άνιση έλξη των ηλεκτρονίων επηρεάζει τον χωρικό προσανατολισμό των μορίων.

Η πολικότητα είναι μια σημαντική έννοια, καθώς καθορίζει τον αριθμό των φυσικών ιδιοτήτων μιας ουσίας. Η πολικότητα μιας ουσίας καθορίζει την επιφανειακή τάση, τη διαλυτότητα και το σημείο τήξης/βρασμού της. Τα πολικά μόρια αλληλεπιδρούν με χαρακτηριστικούς τρόπους μέσω δεσμών υδρογόνου και αλληλεπιδράσεων διπόλου-διπόλου.

Πολικοί δεσμοί και πολικά μόρια

Δεν προσελκύουν όλα τα στοιχεία ηλεκτρόνια με την ίδια ισχύ. Στοιχεία με υψηλή ηλεκτραρνητικότητα τραβούν περισσότερο τα στοιχεία με χαμηλή ηλεκτραρνητικότητα. Όταν δύο στοιχεία συνδέονται, το πιο ηλεκτραρνητικό στοιχείο θα ασκήσει μεγαλύτερη έλξη στα ηλεκτρόνια. Αυτό αναγκάζει τα ηλεκτρόνια να προσανατολιστούν πιο κοντά στο πιο ηλεκτραρνητικό στοιχείο. Η κίνηση των ηλεκτρονίων δημιουργεί μια καθαρή διαφορά στο ηλεκτρικό φορτίο και οδηγεί σε ένα μόριο με θετικά φορτισμένο άκρο και αρνητικά φορτισμένο άκρο.

Αυστηρά μιλώντας, τα είδη χημικών δεσμών μπορεί να εμπίπτουν σε δύο άκρα, εντελώς πολικούς ή εντελώς μη πολικούς. Ένας δεσμός που είναι εντελώς πολικός περιλαμβάνει ένα στοιχείο που παίρνει ένα ηλεκτρόνιο από ένα άλλο και πιο σωστά χαρακτηρίζεται ως ιονικός δεσμός. Έτσι, ο όρος πολικό χρησιμοποιείται συχνότερα για ενώσεις με ομοιοπολικό δεσμό. Όταν δύο στοιχεία έχουν πανομοιότυπες ηλεκτραρνητικότητες, τα ηλεκτρόνια έλκονται εξίσου και ο δεσμός είναι μη πολικός. Σύμφωνα με την κλίμακα Pauling, στοιχεία με διαφορά ηλεκτραρνητικότητας μικρότερη από 0,5 δημιουργούν μη πολικούς δεσμούς και στοιχεία με διαφορά ηλεκτραρνητικότητας μεταξύ 0,5 και 2,0 δημιουργούν πολικούς δεσμούς. Οποιαδήποτε μεγαλύτερη διαφορά θεωρείται ιονικός δεσμός.

Οι περισσότερες χημικές ενώσεις αποτελούνται από περισσότερα από δύο άτομα και επομένως αποτελούνται από περισσότερους από έναν χημικούς δεσμούς. Τα μόρια μπορεί να είναι πολικά είτε λόγω των πολικών δεσμών που έχουν είτε λόγω μιας ασύμμετρης γεωμετρικής διάταξης μη πολικών δεσμών. Αντίθετα, ένα μόριο μπορεί να είναι συνολικά μη πολικό, ακόμη κι αν έχει πολικούς δεσμούς, υπό την προϋπόθεση ότι αυτοί οι πολικοί δεσμοί είναι χωρικά προσανατολισμένοι ώστε να ακυρώνουν ο ένας τον άλλον. Τα πολικά μόρια αλληλεπιδρούν κυρίως μέσω διαμοριακών αλληλεπιδράσεων διπόλου-διπόλου. Τα διαφορετικά φορτισμένα άκρα ενός πολικού μορίου θα προσελκύσουν τα φορτισμένα άκρα άλλων πολικών μορίων. Σε αντίθεση με τους ομοιοπολικούς ή ιοντικούς δεσμούς, οι αλληλεπιδράσεις διπόλου-διπόλου δεν είναι αληθινοί χημικοί δεσμοί καθώς δεν περιλαμβάνουν την κοινή χρήση ηλεκτρονίων. Το πόσο ισχυρές είναι αυτές οι ελκτικές δυνάμεις καθορίζουν πόσο δύσκολο είναι να λιώσει ή να βράσει κάτι. Όσο ισχυρότερες είναι οι αλληλεπιδράσεις διπόλου-διπόλου, τόσο περισσότερη κινητική ενέργεια απαιτείται για να σπάσει αυτές οι έλξεις, επομένως τόσο περισσότερη θερμότητα απαιτείται για να λιώσει ή να βράσει αυτή η ουσία.

Η πολικότητα ενός μορίου καθορίζει επίσης πόσο καλά θα διαλυθεί και πόσο εύκολα θα διαλυθεί σε μια άλλη πολική ουσία. Οι ισχυρά πολικές ουσίες μπορούν να «κλέψουν» μόρια μέσω ελκτικών δυνάμεων, προκαλώντας τη διάλυση των πολικών στερεών σε πολικά υγρά.

Παραδείγματα πολικών μορίων

Νερό

Το πιο προφανές παράδειγμα πολικού μορίου είναι το νερό. Το νερό αποτελείται από δύο άτομα υδρογόνου και ένα άτομο οξυγόνου. Το οξυγόνο είναι πιο ηλεκτραρνητικό από το υδρογόνο και έτσι ασκεί ισχυρότερη έλξη στα κοινά ηλεκτρόνια. Η συσσωμάτωση ηλεκτρονίων πιο κοντά στο άτομο οξυγόνου αναγκάζει το άκρο οξυγόνου του μορίου να λάβει αρνητικό φορτίο ενώ τα άκρα του υδρογόνου παίρνουν θετικά φορτία. Η πολικότητα των μορίων του νερού είναι υπεύθυνη για μια σειρά από φυσικές ιδιότητες του νερού.

Τα θετικά φορτισμένα άκρα υδρογόνου έλκονται από τα αρνητικά φορτισμένα άκρα οξυγόνου άλλων μορίων νερού. Αυτή η ισχυρή ηλεκτροστατική διαμοριακή έλξη εξηγεί το σχετικά υψηλό σημείο βρασμού του υγρού νερού καθώς οι ισχυροί διπολικοί δεσμοί απαιτούν πολλή κινητική ενέργεια για να ξεπεραστούν. Οι ενδομοριακές έλξεις από άτομα υδρογόνου είναι ένα ειδικό είδος αλληλεπίδρασης διπόλου-διπόλου που ονομάζεται δεσμός υδρογόνου.

Οι αλληλεπιδράσεις μεταξύ των μορίων του πολικού νερού εξηγούν επίσης το φαινόμενο της επιφανειακής τάσης σε ένα σώμα νερού. Στην επιφάνεια του νερού, οι πολικές αλληλεπιδράσεις μεταξύ των μορίων του νερού τα ενώνουν πιο έντονα από τα πολικά μόρια στον αέρα πάνω. Το αποτέλεσμα είναι ένα «φίλμ» μορίων νερού υψηλής έλξης στην επιφάνεια του υγρού. Το νερό, ειδικότερα, έχει υψηλή επιφανειακή τάση, αρκετά ισχυρό για να υποστηρίξει έντομα και μικρά ζώα.

Αμμωνία

Αμμωνία (NH₃ ) είναι ένα άλλο κοινό πολικό μόριο. Η αμμωνία έχει ένα ψευδο-τετραεδρικό σχήμα, με τρία βασικά άτομα υδρογόνου, ένα κεντρικό άτομο αζώτου και ένα μόνο ζεύγος ηλεκτρονίων που καταλαμβάνει τον επίδοξο 4ο τετραεδρικό κόμβο. Η παρουσία δύο μη δεσμευμένων ηλεκτρονίων προκαλεί το μόριο να είναι εξαιρετικά πολικό, καθώς υπάρχει μια ευδιάκριτη συγκέντρωση ηλεκτρικών φορτίων στο άκρο αζώτου του μορίου. Επειδή η αμμωνία είναι πολύ πολική, θα διαλυθεί εύκολα σε έναν πολικό διαλύτη όπως το νερό.

Αιθανόλη

Η αιθανόλη, μερικές φορές απλώς ονομάζεται αλκοόλη, είναι ένας πολικός διαλύτης με χημικό τύπο C₂ H₅ OH. Οι δεσμοί άνθρακα-υδρογόνου είναι μη πολικοί, επομένως ένα μόριο αιθανόλης είναι σχεδόν μη πολικό. Η ομάδα υδροξυλίου που συνδέεται με ένα από τα άτομα άνθρακα είναι αυτή που δίνει στην αιθανόλη την πολικότητα της. Και οι δύο δεσμοί C-O και O-H είναι πολικοί προς την κατεύθυνση του ατόμου οξυγόνου. Επιπλέον, το άτομο οξυγόνου έχει ένα μόνο ζεύγος ηλεκτρονίων απέναντι από τους δεσμούς C-O και O-H. Λόγω αυτής της πολικότητας, η αιθανόλη είναι ένας ευέλικτος διαλύτης που χρησιμοποιείται σε διάφορες εργαστηριακές και βιομηχανικές εφαρμογές. Η ομάδα υδροξυλίου στο τέλος της αιθανόλης της επιτρέπει επίσης να εμπλέκεται σε δεσμούς υδρογόνου όπως το νερό.