Sisu
- TL; DR (liiga pikk; ei lugenud)
- Elektronegatiivsuse määratlemine
- Elektronegatiivsus ja polaarsus
- Mittepolaarsed molekulid võivad ühineda, moodustades polaarseid
Aatomid moodustavad kahte tüüpi sidemeid: ioonsed ja kovalentsed. Ioonilised sidemed, mis on tavalised perioodilise tabeli 1. rühma (metallid) ja rühma 17 (halogeenid) elementide vahel, tekivad siis, kui üks aatom kaotab elektroni ja teine aatom omandab selle. Mõlemad aatomid muutuvad laetud ioonideks ja meelitavad üksteist elektrostaatiliselt. Kovalentsed sidemed tekivad, kui aatomid jagavad elektronpaare. Need võlakirjad võivad olla polaarsed või mittepolaarsed ja see muudab midagi. Polaarsed molekulid on elektriliselt neutraalsed, kuid paigutavad end nii, et molekulil oleks netolaenude erinevus ühe otsa ja teise vahel. Need lahustuvad vees erineval määral, kuna veemolekul on polaarne, mittepolaarsed molekulid aga harjumuspärased.
TL; DR (liiga pikk; ei lugenud)
Molekuli moodustavate aatomite suhteline elektronegatiivsus on peamine määraja, kas molekul on polaarne või mitte.
Elektronegatiivsuse määratlemine
Ameerika keemik Linus Pauling kirjeldas esimesena elektronegatiivsuse nähtust, mida ta määratles kui "molekulis oleva aatomi jõudu, et meelitada elektrone enda juurde." Ta lõi mõõtmeteta ühiku, mis määrati vaadeldava elemendi aatomnumbriga. ja valentselektronite kaugus tuumast. Seejärel lõi ta skaala, määrates fluori (F), kõige elektronegatiivsema elemendi, elektronegatiivsuse väärtuseks 4.0 ja arvutades muude elementide suhtelise elektronegatiivsuse.
Pärast igale elemendile väärtuse omistamist märkas Pauling kahte suundumust. Elektronegatiivsus suureneb periooditabelis vasakult paremale ja suureneb ka igas rühmas alt üles. Selle suundumuse kohaselt on kõige madalama elektronegatiivsusega elemendiks 1. rühma lõpus olev kaltsium (Fr) (Fr). Selle väärtus on 0,7 võrreldes fluori maksimaalse väärtusega 4,0.
Elektronegatiivsus ja polaarsus
Aatomite elektronegatiivsuse erinevus annab üldise võimaluse öelda, millist tüüpi molekuli need moodustavad. Erinevus üle 2,0 tähistab ioonsidet, samal ajal kui erinevus alla 0,5 näitab mittepolaarset kovalentset sidet. Erinevus 0,5 ja 2,0 vahel näitab polaarset kovalentset sidet. Mõnes perioodilises tabelis kuvatakse elektronegatiivsuse väärtused, kuid võite leida ka diagramme, kus on loetletud ainult elektronegatiivsus.
Näide: Vesiniku (H) elektronegatiivsus on 2,1, hapniku (O) oma aga 3,5. Erinevus on 1,4, mis näitab, et veemolekul on polaarne.
Mittepolaarsed molekulid võivad ühineda, moodustades polaarseid
Molekulaarne polaarsus sõltub ka sümmeetriast. Võib öelda, et vesimolekul on vesiniku ja hapniku vahelise elektronegatiivsuse erinevuse tõttu polaarne, kuid vesinike asümmeetriline paigutus hapnikul soodustab ka molekuli kahe külje vahelist laengute erinevust.Üldiselt on väiksemad polaarseid molekule sisaldavad suured molekulid polaarsed, kuid kui kõik molekuli sisaldavad aatomikombinatsioonid on mittepolaarsed, võib suur molekul siiski olla polaarne. See sõltub aatomite paigutusest kesktsooni ümber, mida saate ennustada Lewise punktidiagrammi abil.