Polaarsete võlakirjade ja polaarsete molekulide erinevus

Polaarsed võlakirjad vs polaarsed molekulid

Polaarsus tuleneb elektronegatiivsuse erinevustest. Elektronegatiivsus annab aatomi mõõtmise elektronide ligimeelitamiseks sidemesse. Tavaliselt kasutatakse elektronegatiivsuse väärtuste märkimiseks Paulingu skaalat. Periooditabelis on esitatud muster, kuidas elektronegatiivsuse väärtused muutuvad. Fluoril on kõrgeim elektronegatiivsuse väärtus, mis on Paulingu skaala järgi 4. Ajavahemikul vasakult paremale suureneb elektronegatiivsuse väärtus. Seetõttu on halogeenide perioodil suuremad elektronegatiivsuse väärtused ja 1. rühma elementidel on suhteliselt madalad elektronegatiivsuse väärtused. Rühmas vähenevad elektronegatiivsuse väärtused. Kui kaks sama aatomit või aatomit, millel on sama elektronegatiivsus, moodustavad nende vahel sideme, tõmbavad need aatomid elektronide paari sarnaselt. Seetõttu kipuvad nad elektrone jagama ja seda tüüpi sidemeid nimetatakse kovalentseteks sidemeteks.

Mis on polaarsed võlakirjad??

Kui kaks aatomit on erinevad, on nende elektronegatiivsus sageli erinev. Kuid erinevus võib olla suurem või väiksem. Seetõttu tõmbab ühendatud elektronide paari üks aatom rohkem, võrreldes teise aatomiga, mis osaleb sideme loomisel. Selle tulemuseks on elektronide ebavõrdne jaotus kahe aatomi vahel. Ja seda tüüpi kovalentsed sidemed on tuntud kui polaarsed sidemed. Elektronide ebaühtlase jaotuse tõttu on ühel aatomil pisut negatiivne laeng, teisel aatomil aga pisut positiivne laeng. Sel juhul ütleme, et aatomid on saanud osalise negatiivse või positiivse laengu. Suurema elektronegatiivsusega aatom saab väikese negatiivse laengu ja madalama elektronegatiivsusega aatom saab väikse positiivse laengu. Polaarsus tähendab laengute eraldamist. Nendel molekulidel on dipoolmoment. Dipoolmoment mõõdab sideme polaarsust ja seda mõõdetakse tavaliselt deebides (sellel on ka suund).

Mis on polaarmolekulid?

Molekulis võib olla vähemalt üks või enam side. Mõned võlakirjad on polaarsed ja mõned mittepolaarsed. Et molekul oleks polaarne, peaksid kõik sidemed kollektiivselt andma molekulis ebaühtlase laengujaotuse. Lisaks on molekulidel erinev geomeetria, seega määrab sidemete jaotus ka molekuli polaarsuse. Näiteks vesinikkloriid on polaarmolekul, millel on ainult üks side. Veemolekul on kahe sidemega polaarne molekul. Ja ammoniaak on veel üks polaarmolekul. Nendes molekulides esinev dipoolmoment on püsiv, kuna need on tekkinud elektronegatiivsuse erinevuste tõttu, kuid on ka teisi molekule, mis võivad olla polaarsed ainult teatud juhtudel. Püsiva dipooliga molekul võib indutseerida dipooli teises mittepolaarses molekulis ja siis saavad sellest ka ajutised polaarsed molekulid. Isegi molekulis võivad teatud muutused põhjustada ajaliselt dipoolmomendi.