In kemia , polaarisuus on, miten negatiiviset ja positiiviset sähkövaraukset ovat jakautuneet molekyyliin tai kemiallinen sidos . Polariteetti johtuu sitä muodostavien atomien välisestä elektronegatiivisuuden erosta, sen aiheuttamista varauseroista ja niiden jakautumisesta avaruudessa. Molekyyliä tai sidosta pidetään siten sähköstaattisena dipolina : mitä enemmän varauksia jakautuu epäsymmetrisesti, sitä polaarisempi se on ja päinvastoin. Jos varaukset jakautuvat täysin symmetrisesti, se ei ole polaarista, toisin sanoen sillä ei ole sähköistä napaisuutta eikä se siten ole sähköstaattinen dipoli.
Polariteetti ja sen seuraukset ( van der Waalsin voimat , vetysidos ) vaikuttavat useisiin fysikaalisiin ominaisuuksiin ( pintajännitys , sulamispiste , kiehumispiste , liukoisuus ) tai kemikaaleihin (reaktiivisuus).
Sidoksessa elektronidublettia ei välttämättä jaeta tasaisesti kahden atomin välillä: yhdellä kahdesta atomista voi olla suurempi vetovoima elektronipilveen kuin toisella. Tätä kutsutaan elektronegatiivisuudeksi atomien kyvyksi houkutella elektronipilviä. Tämä sähköisen varauksen epäoikeudenmukainen jakaminen muuttaa sitten atomiparin dipoliksi. Kaikki tapahtuu sitten ikään kuin tapahtuisi osittainen elektroninen siirto vähemmän elektronegatiivisesta atomista elektronegatiivisimpaan atomiin. Tämä kuvitteellinen siirto on otettu käyttöön osittainen maksut : kaikkein elektronegatiivisen atomin, joka houkuttelee sähköisen dubletti itseensä, negatiivinen osittainen maksu johtua, merkitään -δ e tai δ-, muihin positiivisen osittaisen varaus, jota merkitään + δ e tai δ + (tämän merkinnän esittivät vuonna 1926 Christopher ja Hilda Ingold ). Kovalenttinen sidos saa sitten osittaisen ionisen luonteen.
Atomien välisestä elektronegatiivisuuden erosta riippuen atomien välinen sidos vaihtelee kahden ääripään välillä:
Molekyyli on kemiallinen kokoonpano koostuu yhdestä tai useammasta kovalenttisia sidoksia , jotka johtuvat yhdistelmä atomiorbitaali atomeista, jotka muodostavat sen. Tässä molekyylissä, riippuen sen muodostavien atomien luonteesta ja siten elektronegatiivisuudesta, voi esiintyä osavarauksia. Näiden varausten jakautuminen avaruudessa antaa molekyylille sen polaarisen luonteen tai ei:
Molekyylin napaisuus vaikuttaa sen fysikaalisiin tai kemiallisiin ominaisuuksiin. Ei-polaariset yhdisteet liukenevat yleensä huonosti polaarisissa liuottimissa (varsinkin ei-polaariset hiilivedyt eivät yleensä liukene veteen, joka on polaarinen liuotin), toisin kuin polaariset yhdisteet. Vertailukelpoisissa molekyyleissä, joilla on samanlainen moolimassa, polaarisilla molekyyleillä on yleensä korkeampi kiehumispiste johtuen molekyylien välisistä dipoli-dipoli-vuorovaikutuksista. Yleisin tällaisen vuorovaikutuksen tapaus on vetysidos , erityisesti läsnä vedessä.
PolaarimolekyylitMonet hyvin yleiset molekyylit ovat polaarisia, kuten sakkaroosi , yleinen sokerin muoto . Sokereilla on yleensä monia happi-vety-sidoksia ( hydroksyyliryhmä -OH) ja ne ovat yleensä hyvin polaarisia. Vesi on toinen esimerkki polaarimolekyylistä, joka sallii polaarimolekyylien yleensä olla vesiliukoisia. Kaksi polaarista ainetta ovat hyvin liukoisia keskenään samoin kuin kahden apolaarisen molekyylin välillä Van der Waalsin vuorovaikutuksen ansiosta.
Vesi , polaarinen liuotin
Muita esimerkkejä:
Fluorivety , fluori on merkitty keltaisella.
Vetyfluoridi: punainen alue edustaa osittain negatiivisesti varautunutta aluetta
Ammoniakki : sitoutumaton dubletti on esitetty keltaisella, vetyatomit valkoisella
Ammoniakki: punainen alue edustaa osittain negatiivisesti varautunutta aluetta
Otsoni
Molekyyli voi olla ei-polaarinen kahdesta syystä: joko sen sidokset ovat vähän tai ei polaarisia, mikä johtaa elektronien symmetriseen jakautumiseen koko molekyylin kohdalla, tai siksi, että polaaristen sidosten luomat varaukset jakautuvat symmetrisesti, jolloin barycenterit yhtyvät. Positiiviset ja negatiiviset maksut.
Esimerkkejä tavallisista ei-polaarisista yhdisteistä ovat hiilivedyt ja rasvat. Suurin osa näistä molekyyleistä on myös liukenematon huoneenlämpötilassa veteen ( hydrofobisuus ), polaariseen liuottimeen. Monet orgaaniset liuottimet pystyvät kuitenkin liukenemaan polaarisissa yhdisteissä. Esimerkkejä:
Dioxygen