Διαφορά μεταξύ ηλεκτροαρνησίας και πολικότητας

Ηλεκτροαρνησία εναντίον πολικότητας

Ηλεκτροαρνησία

Ηλεκτροαρνητικότητα είναι η τάση ενός ατόμου να προσελκύσει τα ηλεκτρόνια σε έναν δεσμό προς αυτό. Απλά, αυτό δείχνει την "ομοιότητα" ενός ατόμου προς τα ηλεκτρόνια. Η κλίμακα Pauling χρησιμοποιείται συνήθως για να υποδείξει την ηλεκτροαρνητικότητα των στοιχείων. Στον περιοδικό πίνακα, η ηλεκτροαρνητικότητα αλλάζει σύμφωνα με ένα πρότυπο. Από αριστερά προς τα δεξιά, σε μια περίοδο, αυξάνεται η ηλεκτροαρνησία. Και από την κορυφή προς τα κάτω, σε μια ομάδα, η ηλεκτροαρνητικότητα μειώνεται. Επομένως, το φθόριο είναι το πιο ηλεκτροαρνητικό στοιχείο με την τιμή 4,0 στην κλίμακα Pauling. Οι ομάδες 1 και 2 έχουν λιγότερη ηλεκτροαρνητικότητα. Έτσι, τείνουν να σχηματίζουν θετικά ιόντα δίνοντας ηλεκτρόνια. Δεδομένου ότι τα στοιχεία των ομάδων 5, 6, 7 έχουν υψηλότερη τιμή ηλεκτροαδραστικότητας επιθυμούν να παίρνουν ηλεκτρόνια μέσα και από αρνητικά ιόντα. Η ηλεκτραρνητικότητα είναι επίσης σημαντική για τον προσδιορισμό της φύσης των ομολόγων. Εάν τα δύο άτομα στον δεσμό δεν έχουν διαφορά ηλεκτροναδραστικότητας, τότε θα προκύψει ένας καθαρός ομοιοπολικός δεσμός. Εάν η διαφορά ηλεκτρικής ενέργειας μεταξύ των δύο είναι υψηλή, τότε θα προκύψει ένας ιοντικός δεσμός.

Πολικότητα

Η πολικότητα προκύπτει λόγω των διαφορών στην ηλεκτροαρνητικότητα. Όταν δύο από το ίδιο άτομο ή άτομα που έχουν την ίδια ηλεκτροαρνητικότητα σχηματίζουν έναν δεσμό μεταξύ τους, τα άτομα αυτά τραβούν το ζεύγος ηλεκτρονίων με παρόμοιο τρόπο. Επομένως, τείνουν να μοιράζονται τα ηλεκτρόνια και αυτό το είδος των μηπολικών δεσμών είναι γνωστό ως ομοιοπολικοί δεσμοί. Ωστόσο, όταν τα δύο άτομα είναι διαφορετικά, οι ηλεκτροαρνησίες τους είναι συχνά διαφορετικές. Αλλά ο βαθμός διαφοράς μπορεί να είναι υψηλότερος ή χαμηλότερος. Επομένως, το δεσμευμένο ζεύγος ηλεκτρονίων τραβιέται περισσότερο από ένα άτομο σε σύγκριση με το άλλο άτομο που συμμετέχει στην κατασκευή του δεσμού. Αυτό θα έχει ως αποτέλεσμα την άνιση κατανομή των ηλεκτρονίων μεταξύ των δύο ατόμων. Και αυτοί οι τύποι ομοιοπολικών δεσμών είναι γνωστοί ως πολικοί δεσμοί. Λόγω της άνισης κατανομής των ηλεκτρονίων, ένα άτομο θα έχει ελαφρώς αρνητικό φορτίο ενώ το άλλο άτομο θα έχει ελαφρώς θετικό φορτίο. Σε αυτήν την περίπτωση, λέμε ότι τα άτομα έχουν πάρει ένα μερικό αρνητικό ή θετικό φορτίο. Το άτομο με μια υψηλότερη ηλεκτροναλλακτικότητα παίρνει το ελαφρώς αρνητικό φορτίο, και το άτομο με χαμηλότερη ηλεκτρεναρτικότητα θα πάρει το ελαφρώς θετικό φορτίο. Η πολικότητα σημαίνει τον διαχωρισμό των φορτίων. Αυτά τα μόρια έχουν διπολική στιγμή. Η διπολική ροπή μετρά την πολικότητα ενός δεσμού, και συνήθως μετράται σε debyes (έχει επίσης κατεύθυνση).

Σε ένα μόριο, μπορεί να υπάρχει τουλάχιστον ένας δεσμός ή περισσότερο από αυτό. Ορισμένοι δεσμοί είναι πολικοί, ενώ ορισμένοι είναι μη πολικοί. Για να είναι ένα μόριο πολικό, όλοι οι δεσμοί πρέπει συλλογικά να παράγουν μια ανώμαλη κατανομή φορτίου εντός του μορίου.Περαιτέρω, τα μόρια έχουν διαφορετικές γεωμετρίες, έτσι η κατανομή των δεσμών καθορίζει επίσης την πολικότητα του μορίου. Για παράδειγμα, το υδροχλώριο είναι ένα πολικό μόριο με μόνο έναν δεσμό. Το μόριο του νερού είναι ένα πολικό μόριο με δύο δεσμούς. Και η αμμωνία είναι ένα άλλο πολικό μόριο. Η διπολική στιγμή στα μόρια αυτά είναι μόνιμη επειδή έχουν προκύψει λόγω των διαφορών ηλεκτροαρνησίας. Υπάρχουν όμως και άλλα μόρια, τα οποία μπορεί να είναι πολικά μόνο σε ορισμένες περιπτώσεις. Ένα μόριο με ένα μόνιμο δίπολο μπορεί να προκαλέσει ένα δίπολο σε ένα άλλο μη πολικό μόριο και τότε αυτό θα γίνει επίσης προσωρινά πολικά μόρια. Ακόμη και μέσα σε ένα μόριο ορισμένες αλλαγές μπορεί να προκαλέσουν προσωρινή διπολική στιγμή.

Ποια είναι η διαφορά μεταξύ ηλεκτροαρνησίας και πολικότητας; • Η ηλεκτραρνητικότητα είναι η τάση ενός ατόμου να προσελκύσει τα ηλεκτρόνια σε έναν δεσμό προς αυτόν. Η πολικότητα σημαίνει τον διαχωρισμό των φορτίων. • Η πολικότητα προκύπτει λόγω των διαφορών στην ηλεκτροαρνητικότητα. • Η πολικότητα εξαρτάται επίσης από το μοριακό σχήμα, ενώ δεν επηρεάζει την ηλεκτροαρνητικότητα.