Atšķirība starp polārajām saitēm un polārajām molekulām

Polārās saites pret Polārajām molekulām

Polaritāte rodas elektronegativitātes atšķirību dēļ. Elektronegativitāte dod atoma mērījumu, lai piesaistītu elektronus saitē. Parasti Polainga skalu izmanto, lai norādītu elektronegativitātes vērtības. Periodiskajā tabulā ir parādīts, kā mainās elektronegativitātes vērtības. Fluoram ir visaugstākā elektronegativitātes vērtība, kas ir 4 pēc Polainga skalas. Periodā no kreisās uz labo pusi palielinās elektronegativitātes vērtība. Tāpēc halogēniem ir lielākas elektronegativitātes vērtības vienā periodā, un 1. grupas elementiem ir salīdzinoši zemas elektronegativitātes vērtības. Lejup pa grupu elektronegativitātes vērtības samazinās. Kad divi no tiem pašiem atomiem vai atomiem, kuriem ir tāda pati elektronegativitāte, veido saikni starp tiem, šie atomi līdzīgā veidā velk elektronu pāri. Tāpēc viņiem ir tendence dalīties ar elektroniem, un šāda veida saites tiek sauktas par kovalentām saitēm.

Kas ir polārās obligācijas??

Tomēr, ja abi atomi ir atšķirīgi, to elektronegativitāte bieži ir atšķirīga. Bet atšķirības pakāpe var būt augstāka vai zemāka. Tāpēc saistīto elektronu pāri vairāk atvelk viens atoms, salīdzinot ar otru atomu, kurš piedalās saites veidošanā. Tas radīs nevienmērīgu elektronu sadalījumu starp diviem atomiem. Un šie kovalento saišu veidi ir pazīstami kā polārās saites. Nevienmērīgas elektronu dalīšanas dēļ vienam atomam būs nedaudz negatīva lādiņa, bet otram - nedaudz pozitīvs lādiņš. Šajā gadījumā mēs sakām, ka atomi ir ieguvuši daļēju negatīvu vai pozitīvu lādiņu. Atoms ar augstāku elektronegativitāti iegūst nelielu negatīvu lādiņu, un atoms ar zemāku elektronegativitāti iegūs nelielu pozitīvu lādiņu. Polaritāte nozīmē lādiņu atdalīšanu. Šīm molekulām ir dipola moments. Dipola moments mēra saites polaritāti, un to parasti mēra debijās (tam ir arī virziens).

Kas ir polārās molekulas?

Molekulā var būt vismaz viena saite vai vairāk. Dažas obligācijas ir polāras, bet citas - nepolāras. Lai molekula būtu polāra, visām saitēm kopā vajadzētu radīt nevienmērīgu lādiņa sadalījumu molekulā. Turklāt molekulām ir atšķirīga ģeometrija, tāpēc saišu sadalījums nosaka arī molekulas polaritāti. Piemēram, ūdeņraža hlorīds ir polārā molekula, kurai ir tikai viena saite. Ūdens molekula ir polāra molekula ar divām saitēm. Un amonjaks ir vēl viena polārā molekula. Dipola moments šajās molekulās ir pastāvīgs, jo tie ir radušies elektronegativitātes atšķirību dēļ, bet ir arī citas molekulas, kuras var būt polāras tikai atsevišķos gadījumos. Molekulā ar pastāvīgu dipolu var inducēt dipolu citā nepolārā molekulā, un tad tā arī kļūs par īslaicīgām polārajām molekulām. Pat molekulā noteiktas izmaiņas var īslaicīgi izraisīt dipola momentu.