A kémia , polaritás hogyan negatív és pozitív elektromos töltések vannak elosztva egy molekula vagy kémiai kötés . A polaritás az azt alkotó atomok közötti elektronegativitásbeli különbségnek, az általa kiváltott töltésbeli különbségeknek és térbeli eloszlásuknak köszönhető. A molekulát vagy a kötést tehát elektrosztatikus dipólusnak tekintjük : minél jobban oszlanak el a töltések aszimmetrikusan, annál polárosabbak és fordítva. Ha a töltések teljesen szimmetrikusan oszlanak el, akkor az nem poláros, vagyis nincs elektromos polaritása, és ezért nem elektrosztatikus dipólus.
A polaritás és következményei ( van der Waals erői , hidrogénkötés ) számos fizikai tulajdonságot ( felületi feszültség , olvadáspont , forráspont , oldhatóság ) vagy kémiai tulajdonságokat (reakcióképesség) befolyásol.
Kötésben az elektrondublett nem osztható meg egyenlően a két atom között: a két atom egyike nagyobb vonzerővel bírhat az elektronfelhőn, mint a másik. Elektronegativitásnak nevezik ezt az atomok azon képességét, hogy vonzzák az elektronfelhőt. Az elektronikus töltés ezen egyenlőtlen megosztása az atompárt dipólussá alakítja. Ezután minden úgy zajlik, mintha részleges elektronikus átvitel történt volna a kevésbé elektronegatív atomról a leginkább elektronegatív atomra. Bemutatjuk ezt a részleges töltéssel történő fiktív transzfert : a legelektronegatívabb atomhoz, amely magához vonzza az elektronikus dublettet, negatív parcitöltést tulajdonítunk, -δ e vagy sera-, a másiknak pozitív, + δ e jelű részleges töltést. vagy δ + (ezt a jelölést Christopher és Hilda Ingold vitte be 1926-ban ). A kovalens kötés ezután részleges ionos jelleget ölt.
Az atomok közötti elektronegativitás különbségétől függően az interatomikus kötés két véglet között változik:
A molekula egy kémiai összeállítás, amely egy vagy több kovalens kötésből áll, amelyek az őt alkotó atomok atompályáinak kombinációjából származnak . Ebben a molekulában - az őt alkotó atomok természetétől és ezért elektronegativitásától függően - részleges töltések jelenhetnek meg. Ezeknek a töltéseknek az űrben való eloszlása megadja a molekulának a poláris jellegét vagy sem:
A molekula polaritása befolyásolja fizikai vagy kémiai tulajdonságait. A nem poláros vegyületek általában rosszul oldódnak a poláros oldószerekben (különösen a nem poláros szénhidrogének általában nem oldódnak vízben, amely poláros oldószer), ellentétben a poláros vegyületekkel. Összehasonlítható, hasonló moláris tömegű molekulákban a poláris molekulák forráspontja általában magasabb a molekulák közötti dipól-dipól kölcsönhatások miatt. Az ilyen típusú interakciók leggyakoribb esete a hidrogénkötés , különösen a vízben.
Poláris molekulákSzámos nagyon elterjedt molekula poláros, például a szacharóz , a cukor általános formája . A cukroknak általában sok oxigén-hidrogén kötése van ( hidroxilcsoport -OH), és általában nagyon polárosak. A víz egy másik példa egy poláris molekulára, amely lehetővé teszi, hogy a poláris molekulák általában vízben oldódjanak. Két poláros anyag nagyon jól oldódik egymás között, valamint két apoláris molekula között Van der Waals kölcsönhatásainak köszönhetően.
További példák:
Hidrogén-fluorid , a fluor sárga színnel jelenik meg.
Hidrogén-fluorid: a vörös terület a részben negatív töltésű régiót képviseli
Ammónia : a nem kötő dublett sárga színnel, a hidrogénatomok fehér színnel vannak feltüntetve
Ammónia: a vörös terület a részben negatív töltésű régiót jelenti
Ózon
Egy molekula két okból is lehet nem poláros: vagy kötései csekélyek, vagy nem polárosak, ami az elektronok szimmetrikus eloszlását eredményezi az egész molekula felett, vagy azért, mert a poláris kötések által létrehozott töltések szimmetrikusan oszlanak el, így a baricentrumok egybeesnek. Pozitív és negatív díjak.
A szokásos nem poláros vegyületekre példák a szénhidrogének és a zsírok. Ezen molekulák többsége szobahőmérsékleten sem oldódik vízben ( hidrofóbitás ), egy poláros oldószerben. Számos szerves oldószer azonban képes feloldódni poláris vegyületekben. Példák:
Dioxigen