Разлика између поларних веза и поларних молекула

Полар Бондс вс Полар Молецулес

Поларитет настаје због разлика у електронегативности. Електронегативност даје мерење атома за привлачење електрона у вези. За означавање вредности електронегативности обично се користи Паулингова скала. У периодичној табели налази се образац промене вредности електронегативности. Флуор има највећу вредност електронегативности, која је по Паулинг-овој скали 4. Лево надесно кроз неко време, вредност електронегативности расте. Стога халогени имају веће вредности електронегативности у једном периоду, а елементи групе 1 имају релативно ниске вредности електронегативности. Ниже у групи вредности електронегативности опадају. Када два иста атома или атоми који имају исту електронегативност формирају везу између њих, ти атоми повлаче пар електрона на сличан начин. Стога имају тенденцију да деле електроне и ова врста веза је позната као ковалентне везе.

Шта су поларне везе?

Међутим, када су два атома различита, њихове електронегативности често су различите. Али степен разлике може бити већи или нижи. Стога се везан пар електрона повлачи више за један атом у поређењу с другим атомом, који учествује у стварању везе. То ће резултирати неједнаком расподјелом електрона између два атома. А ове врсте ковалентних веза познате су и као поларне везе. Због неравномерног дељења електрона, један атом ће имати благо негативан набој, док ће други атом имати благо позитиван набој. У овом случају, кажемо да су атоми добили делимични негативни или позитивни набој. Атом са већом електронегативношћу добија мали негативни набој, а атом са нижом електронегативношћу ће добити мали позитивни набој. Поларност значи раздвајање набоја. Ови молекули имају диполни тренутак. Диполни тренутак мери поларитет везе, а обично се мери у дебатама (такође има смер).

Шта су поларне молекуле?

У молекули може постојати барем једна веза или више од тога. Неке су везе поларне, а неке неполарне. Да би молекул био поларни, све везе заједно треба да производе неравномерну расподелу набоја унутар молекула. Даље, молекули имају различиту геометрију, па расподјела веза такође одређује поларитет молекула. На пример, хлороводоник је поларни молекул са само једном везом. Молекул воде је поларни молекул са две везе. А амонијак је још један поларни молекул. Диполни момент у овим молекулима је трајан, јер су настали због разлика у електронегативности, али постоје и други молекули, који могу бити поларни само у одређеним приликама. Молекул са сталним диполом може индуковати дипол у другом неполарном молекулу и тада ће то такође постати привремени поларни молекули. Чак и унутар молекула одређене промене могу проузроковати временски диполни тренутак.