Erot polaarisen ja ei-polaarisen välillä kemiassa

Elektronegatiivisuus määrittää, kuinka paljon atomi haluaa elektroneja. Mitä enemmän elektronegatiivinen atomi, sitä enemmän se haluaa elektroneja. Tämä on tärkeää pitää mielessä, kun tarkastellaan erilaisia ​​joukkovelkakirjoja.

Jos yksi atomi on paljon enemmän elektronegatiivinen kuin toinen, niin se voi joko ottaa kokonaan elektronin toisesta atomista (ionisidoksen), tai se voi yksinkertaisesti vetää elektroneja itseään enemmän (polaarinen kovalenttinen sidos). Tämän seurauksena kovalenttiset sidokset, jotka sisältävät atomeja, joilla on erittäin suuri elektronegatiivisuus (kuten happi tai fluori), ovat polaarisia. Happi tai fluori sietävät elektroneja.

Tämä on polaaristen ja ei-polaaristen sidosten välisen eron perusta. Elektronien epätasainen jakautuminen johtaa siihen, että sidoksella on osittain positiivinen pää ja osittain negatiivinen pää. Elektronegatiivisempi atomi on osittain negatiivinen (merkitty δ^-), kun taas toinen pää on osittain positiivinen (merkitty δ⁺).

Sidokset voivat olla joko täysin polaarittomia tai täysin polaarisia. Täysin polaarinen sidos syntyy, kun toinen atomeista on niin elektronegatiivinen, että se ottaa elektronin toisesta atomista (tätä kutsutaan ionisidos).

Toisaalta, kun elektronegatiivisuudet ovat täsmälleen samat, sidosta pidetään ei-polaarisena kovalenttisena sidoksena. Nämä kaksi atomia jakavat täysin elektroneja.

Mutta mitä tapahtuu näiden kahden ääripään välillä?

Tässä on taulukko, joka osoittaa, millainen sidos todennäköisesti muodostuu elektronegatiivisuuden eron perusteella:

https://chem.libretexts.org/Courses/Oregon_Institute_of_Technology/OIT%3A_CHE_202_-_General_Chemistry_II/Unit_6%3A_Molecular_Polarity/6.1%3A_Electronegativity_and_Polarity

Siten ero polaaristen ja ei-polaaristen sidosten välillä johtuu atomien elektronegatiivisuudesta.

Yhdisteellä voi olla polaarisia kovalenttisia sidoksia, mutta se ei silti ole polaarinen yhdiste. Miksi niin?

Polaarisilla yhdisteillä on nettodipoli epäsymmetrisesti järjestettyjen polaaristen sidosten seurauksena. Tämä tarkoittaa, että heillä on sekä osittainen positiivinen että osittainen positiivinen varaus, jotka eivät peru. Esimerkki tästä on vesi.

Ei-polaariset yhdisteet voivat joko jakaa elektroninsa kokonaan tai niillä voi olla symmetrisiä polaarisia sidoksia, jotka lopulta poistavat kaikenlaisen nettodipolin. Esimerkki tästä on BF₃. Koska napa-siteet on järjestetty yhdelle tasolle, ne lopulta poistuvat.

Kemiallisella napaisuudella on valtava rooli eri molekyylien vuorovaikutuksessa. Esimerkiksi miksi sokeri liukenee veteen, kun taas öljy ei?

Kyse on napa vs. ei-polaarinen.

Vesi on polaarinen liuotin. Happiatomi sisältää kaksi yksinäistä paria ja on enemmän elektronegatiivista kuin vety, vetämällä siten elektronit itseään kohti. Tämän seurauksena happiatomiin liittyy osittainen negatiivinen varaus. Toisaalta vedyt ovat olennaisesti protoneja ja niihin liittyy osittainen positiivinen varaus.

Sokeri on myös napa! Siinä on monia hydroksyyli (OH) -ryhmiä, jotka muodostavat helposti vetysidoksia. Sokeriin liittyy siten sekä osittaisia ​​positiivisia että negatiivisia varauksia. Tämän seurauksena vetysidosten luovuttajia ja hyväksyjiä on sekä vedessä että sokerissa. Tästä syystä sokeri liukenee veteen.

Toisaalta jotain öljyn kaltaista koostuu pääasiassa C-H-sidoksista. Kuten edellä keskusteltiin, C-H-sidos ei ole polaarinen, koska sidoksen kahden atomin välinen elektronegatiivisuus ei ole niin erilainen. Tämä tarkoittaa, että kaiken kaikkiaan öljyllä ei todellakaan ole minkäänlaista osittaista positiivista tai negatiivista varausta. Tämä osittaisten varausten puute tarkoittaa, että öljymolekyyli ei kykene vetysidokseen. Koska vesi haluaa vetysidoksen ja pysyä polaaristen molekyylien kanssa, vesi ei liueta öljyä.

Kun tarkastellaan yhdisteen rakennetta ja sen sisältämien sidosten luonnetta, kerrot paljon siitä, voiko molekyylillä olla osittainen positiivinen vai osittainen negatiivinen varaus. Jos se pystyy, se on todennäköisesti napa. Se jos ei, niin se on ei-polaarinen.