Sisältö
- TL; DR (liian pitkä; ei lukenut)
- Elektronegatiivisuuden määritteleminen
- Elektronegatiivisuus ja napaisuus
- Ei-polaariset molekyylit voivat yhdistyä muodostaen polaarisia
Atomit muodostavat kahden tyyppisiä sidoksia: ionisia ja kovalenttisia. Ionisidokset, jotka ovat yhteisiä jaksollisen taulukon ryhmän 1 (metallit) ja ryhmän 17 (halogeenit) elementtien välillä, tapahtuvat, kun yksi atomi menettää elektronin ja toinen atomi saa sen. Molemmista atomista tulee varautuneita ioneja ja ne vetävät toisiaan sähköstaattisesti. Kovalenttiset sidokset tapahtuvat, kun atomit jakavat elektronipareja. Nämä sidokset voivat olla polaarisia tai ei-polaarisia, ja sillä on ero. Polaariset molekyylit ovat sähköisesti neutraaleja, mutta järjestäytyvät siten, että molekyylin nettovarausero on toisen pään ja toisen pään välillä. Ne liukenevat veteen vaihtelevassa määrin, koska vesimolekyyli on polaarinen, kun taas ei-polaariset molekyylit eivät.
TL; DR (liian pitkä; ei lukenut)
Molekyylin muodostavien atomien suhteellinen elektronegatiivisuus on pääasiallinen tekijä siihen, onko molekyyli polaarinen vai ei.
Elektronegatiivisuuden määritteleminen
Amerikkalainen kemisti Linus Pauling kuvasi ensimmäisenä elektronegatiivisuuden ilmiötä, jonka hän määritteli "molekyylin atomin voimana houkutellakseen elektroneja itseensä". Hän loi mitaton yksikön, jonka määritteli kyseisen elementin atominumero ja valenssielektronien etäisyys ytimestä. Sitten hän loi mittakaavan määrittelemällä fluorin (F), joka on kaikkein sähköonegatiivisin elementti, elektronegatiivisuus 4.0: na ja laskemalla muiden elementtien suhteelliset elektronegatiivisuudet.
Kun kullekin elementille on annettu arvo, Pauling huomasi kaksi suuntausta. Elektronegatiivisuus kasvaa jaksotaulussa vasemmalta oikealle, ja se kasvaa myös alhaalta ylöspäin jokaisessa ryhmässä. Tämän suuntauksen mukaan ryhmä 1: n alaosassa oleva Francium (Fr) on alkuaine, jolla on vähiten sähköä negatiivinen vaikutus. Sen arvo on 0,7 verrattuna fluorin maksimiarvoon 4,0.
Elektronegatiivisuus ja napaisuus
Atomien välinen elektronegatiivisuuden ero tarjoaa yleisen tavan kertoa, minkä tyyppisen molekyylin ne muodostavat. Ero, joka on suurempi kuin 2,0, osoittaa ionista sidosta, kun taas ero, joka on alle 0,5, osoittaa ei-polaarista kovalenttista sidosta. Ero välillä 0,5 - 2,0 osoittaa polaarisen kovalenttisen sidoksen. Jotkut jaksolliset taulukot esittävät elektronegatiivisuuden arvoja, mutta voit myös löytää kaavioita, joissa on lueteltu vain elektronegatiivisuus.
Esimerkki: Vedyn (H) elektronegatiivisuus on 2,1, kun taas hapen (O) on 3,5. Ero on 1,4, mikä osoittaa, että vesimolekyyli on polaarinen.
Ei-polaariset molekyylit voivat yhdistyä muodostaen polaarisia
Molekyylin napaisuus riippuu myös symmetriasta. Voidaan kertoa, että vesimolekyyli on polaarinen vedyn ja hapen välisen elektronegatiivisuuden eron takia, mutta vetyjen epäsymmetrinen sijoittaminen happea lisää myös molekyylin molempien puolien välistä varaeroa.Yleensä suuret molekyylit, jotka sisältävät pienempiä polaarisia molekyylejä, ovat polaarisia, mutta jos kaikki molekyylin käsittävät atomiyhdistelmät ovat ei-polaarisia, iso molekyyli voi silti olla polaarinen. Se riippuu atomien järjestelyistä keskimmäisen ympärillä, jonka voit ennustaa käyttämällä Lewisin pistekuvaa.