Хімічная палярнасць

У хіміі палярнасць — гэта падзел электрычнага зарада, які прыводзіць да таго, што малекула або яе хімічныя групы маюць электрычны дыпольны момант з адмоўна зараджаным і станоўча зараджаным канцамі.

Малекула вады — часты прыклад для дэманстрацыі палярнасці. Прысутнічаюць два зарады: адмоўны зарад у сярэдзіне (чырвонае адценне) і станоўчы зарад на канцах (сіняе адценне).

Палярныя малекулы павінны ўтрымліваць адну або некалькі палярных сувязей з-за розніцы ў электраадмоўнасці паміж звязанымі атамамі. Малекулы, якія змяшчаюць палярныя сувязі, не маюць малекулярнай палярнасці, калі дыполі сувязяў кампенсуюць адна адну дзякуючы сіметрыі.

Палярныя малекулы ўзаемадзейнічаюць праз дыполь-дыпольныя міжмалекулярныя сілы і вадародныя сувязі. Палярнасць ляжыць у аснове шэрагу фізічных уласцівасцей, уключаючы паверхневае нацяжэнне, растваральнасць і тэмпературы плаўлення і кіпення.

Палярнасць сувязяў правіць

У малекуле фторавадароду (HF), больш электраадмоўнасць у атама (фтору), што паказана жоўтым колерам. З-за таго, што электроны трацяць больш часу на атам фтору ў сувязі H−F, чырвоны паказвае часткова негатыўна заражаныя рэгіёны, а сіні — часткова пазітыўна заражаныя.

Не ўсе атамы прыцягваюць электроны з аднолькавай сілай. Велічыня «цягі», якую атам аказвае на свае электроны, называецца яго электраадмоўнасцю. Атамы з высокай электраадмоўнасцю, такія як фтор, кісларод і азот — аказваюць большую сілу прыцягнення да электронаў, чым атамы з меншай электраадмоўнасцю, такія як шчолачныя і шчолачназямельныя металы. Усё разам гэта прыводзіць да нераўнамернага размеркавання электронаў паміж атамамі, паколькі электроны будуць набліжацца да атама з больш высокай электраадмоўнасцю.

Паколькі электроны маюць адмоўны зарад, няроўнае размеркаванне электронаў у сувязі прыводзіць да ўтварэння электрычнага дыполя: падзелу станоўчага і адмоўнага электрычных зарадаў. Паколькі колькасць зарада, які падзяляецца ў такіх дыполях, звычайна меншая за фундаментальны зарад, іх называюць частковымі зарадамі, якія пазначаюцца як $\delta +$ (дэльта плюс) і $\delta -$ (дэльта мінус). Гэтыя сімвалы былі ўведзены сэрам Крыстаферам Інголдам і доктарам Эдыт Хільдай (Ашэрвуд) Інголд у 1926 годзе.^[1]^[2] Дыпольны момант сувязі разлічваецца шляхам множання колькасці падзеленага зарада і адлегласці паміж зарадамі.

Гэтыя дыполі ўнутры малекул могуць узаемадзейнічаць з дыполямі ў іншых малекулах, ствараючы дыполь-дыпольныя міжмалекулярныя сілы.

Зноскі правіць

↑ Jensen, William B. (2009). "The Origin of the "Delta" Symbol for Fractional Charges". J. Chem. Educ. 86 (5): 545. Bibcode:2009JChEd..86..545J. doi:10.1021/ed086p545.
↑ Ingold, C. K.; Ingold, E. H. (1926). "The Nature of the Alternating Effect in Carbon Chains. Part V. A Discussion of Aromatic Substitution with Special Reference to Respective Roles of Polar and Nonpolar Dissociation; and a Further Study of the Relative Directive Efficiencies of Oxygen and Nitrogen". J. Chem. Soc. 129: 1310–1328. doi:10.1039/jr9262901310.

Спасылкі правіць

[1] Jensen, William B. (2009). "The Origin of the "Delta" Symbol for Fractional Charges". J. Chem. Educ. 86 (5): 545. Bibcode:2009JChEd..86..545J. doi:10.1021/ed086p545.

[2] Ingold, C. K.; Ingold, E. H. (1926). "The Nature of the Alternating Effect in Carbon Chains. Part V. A Discussion of Aromatic Substitution with Special Reference to Respective Roles of Polar and Nonpolar Dissociation; and a Further Study of the Relative Directive Efficiencies of Oxygen and Nitrogen". J. Chem. Soc. 129: 1310–1328. doi:10.1039/jr9262901310.

[1]

[2]