V chemii je polarita způsob distribuce negativních a kladných elektrických nábojů v molekule nebo chemické vazbě . Polarita je způsobena rozdílem elektronegativity mezi atomy, které jej tvoří, rozdíly v náboji, které indukuje, a jejich distribucí v prostoru. Molekula nebo vazba je tedy považována za elektrostatický dipól : čím více zátěží je rozloženo asymetricky, tím je polárnější a naopak. Pokud jsou náboje distribuovány zcela symetricky, bude nepolární, to znamená, že nemá elektrickou polaritu, a proto není elektrostatickým dipólem.
Polarita a její následky ( síly Van der Waalsovy , vodíkové vazby ) ovlivnit řadu fyzikálních vlastností ( povrchové napětí , teplotu tání , teplotu varu , rozpustnosti ) nebo chemické (reaktivity).
Ve vazbě nemusí být elektronový dublet sdílen rovnoměrně mezi dvěma atomy: jeden ze dvou atomů může mít na elektronovém mračnu větší přitažlivou sílu než druhý. Elektronegativita se nazývá tato schopnost atomů přilákat elektronový mrak. Toto nespravedlivé sdílení elektronického náboje pak transformuje atomový pár na dipól. Všechno pak probíhá, jako by došlo k částečnému elektronickému přenosu z méně elektronegativního atomu na nejvíce elektronegativní atom. Zavádíme tento fiktivní přenos částečnými náboji : k nejvíce elektronegativnímu atomu, který k sobě přitahuje elektronický dublet, bude přičítán záporný částečný náboj, označený -δ e nebo sera- , druhému kladný částečný náboj, označený + δ e nebo δ + (tento zápis zavedli v roce 1926 Christopher a Hilda Ingoldovi ). Kovalentní vazba poté získá částečný iontový charakter.
V závislosti na rozdílu v elektronegativitě mezi atomy se interatomová vazba liší mezi dvěma extrémy:
Molekula je chemická sestava skládá z jedné nebo více kovalentních vazeb vyplývající z kombinace atomových orbitalů atomů, které ji tvoří. V této molekule se v závislosti na povaze a tedy na elektronegativitě atomů, které ji tvoří, mohou objevit částečné náboje. Distribuce těchto nábojů v prostoru dává molekule její polární charakter nebo ne:
Polarita molekuly ovlivňuje její fyzikální nebo chemické vlastnosti. Nepolární sloučeniny se obecně špatně rozpouštějí v polárních rozpouštědlech (zejména uhlovodíky, které jsou nepolární, se obecně nerozpouštějí ve vodě, která je polárním rozpouštědlem), na rozdíl od polárních sloučenin. Ve srovnatelných molekulách s podobnými molárními hmotnostmi mají polární molekuly obecně vyšší teplotu varu kvůli interakcím dipól-dipól mezi molekulami. Nejběžnějším případem tohoto typu interakce je vodíková vazba , zvláště přítomná ve vodě.
Polární molekulyMnoho velmi běžných molekul je polárních, například sacharóza , běžná forma cukru . Cukry obecně mají mnoho vazeb kyslík-vodík ( hydroxylová skupina -OH) a jsou obecně velmi polární. Voda je dalším příkladem polární molekuly, která umožňuje, aby byly polární molekuly obecně rozpustné ve vodě. Dvě polární látky jsou velmi dobře rozpustné mezi sebou navzájem i mezi dvěma nepolárními molekulami díky interakcím Van der Waalsa.
Další příklady:
Fluorovodík , fluor je zobrazen žlutě.
Fluorovodík: červená oblast představuje částečně záporně nabitou oblast
Amoniak : nezávazný dublet je zobrazen žlutě, atomy vodíku bíle
Amoniak: červená oblast představuje částečně záporně nabitou oblast
Ozón
Molekula může být nepolární ze dvou důvodů: buď jsou její vazby malé nebo nepolární, což má za následek symetrické rozložení elektronů po celé molekule, nebo proto, že náboje vytvořené polárními vazbami jsou rozloženy symetricky, takže se barycentra shodují. Pozitivní a negativní poplatky.
Příklady běžných nepolárních sloučenin jsou uhlovodíky a tuky. Většina z těchto molekul je také nerozpustná při teplotě místnosti ve vodě ( hydrofobicitě ), polárním rozpouštědle. Mnoho organických rozpouštědel je však schopno se rozpustit v polárních sloučeninách. Příklady:
Dioxygen