Suradnik:Drago Karlo/Stranica za vježbanje

Dobrodošli na stranicu za vježbanje.

Molimo, svakako pogledajte uvodni tečaj i stranice pomoći i upoznajte se s osnovama uređivanja prije početka rada na ovoj stranici. Ovo je vaša osobna stranica za vježbanje, nije članak Wikipedije. Na njoj možete isprobati što ste naučili iz navedenih stranica, ili ju rabiti za pripremu članka koji želite postaviti na Wikipediju. I za ovu stranicu vrijede pravila Wikipedije, stoga nemojte stavljati sadržaj koji narušava autorska prava, koji je uvredljiv ili napadački na neki drugi način. Jednostavno, počnite raditi u donjem okviru za uređivanje (ako nije otvoren, kliknite ovdje). Klikom na Prikaži kako će izgledati ispod polja možete vidjeti djelovanje vašeg uređivanja. Nastavite s vježbanjem dok ne budete zadovoljni izgledom stranice. Stranicu možete spremiti klikom na Sačuvaj stranicu i nastaviti rad kasnije.

Prostor za vježbanje

---

---

Polarnost kemijske veze

Kovalentna veza može biti polarna i nepolarna. Polarna kovalentna veza je ona čiji pripadajući elektroni nisu jednako podijeljeni između dva atoma jer ih jedan atom jače privlači nego drugi. Kad se kovalentnom vezom vežu raznovrsni atomi, koji imaju različit afinitet prema elektronima, tada atom s većim afinitetom jače privuče zajednički elektronski par. Najjednostavniji primjer je veza između atoma klora i vodika u molekuli klorovodika:

• atom klora jače privlači zajednički elektronski par:$\qquad \mathrm {{\overset {\delta -}{C}}l_{\bullet }^{\bullet }-{\overset {\delta +}{H}}} \qquad$ ($\delta ^{-}$ i $\ \delta ^{+}$ označuju male naboje)

Time dolazi do asimetrične raspodjele negativnog naboja u vezi, čime jedan kraj veze postaje relativno negativno nabijen ($\delta ^{-}$) a drugi relativno pozitivno nabijen ($\delta ^{+}$).

U kovalentnim molekulama zbog razlika u elektronegativnosti atoma dolazi do spomenute nejednakomjerne raspodjele elektrona, odnosno do razdvajanja težišta pozitivnog i negativnog naboja te takva molekula ima dva pola pozitivni i negativni. To su polarne ili dipolne molekule odnosno skraćeno dipoli. Zato takva kovalentna veza ima djelomično ionsku prirodu. Znači, ako je razlika elektronegativnosti atoma u molekuli veća, elektronski par je bliže elektronegativnijem atomu i pritom je molekula jače polarna, stupanj ionske veze je veći.

Stupanj dipolnog karaktera kovalentne veze može se eksperimentalno odrediti mjerenjem jakosti dipola. Mjerenje se osniva na orijentaciji dipolnih molekula u električnom polju. Negativan pol molekule usmjeri se prema pozitivnom električnom polju a pozitivan pol molekule obrnuto. Jakost dipola izražavamo električnim dipolnim momentom (μ), koji je jednak umnošku naboja (e) i razmaka između težišta naboja (l):

Električni dipolni moment molekula
Molekula	HF	HCl	HBr	HI
$\mu =e\cdot l\$ / 10-30 Cm	6,41	3,62	2,60	1,27
% ionskog karaktera	44	18	12	5

Dipolni karakter molekula opada od HF do HI. Drugim riječima najveći djelomični ionski karakter veze ima molekula HF a najmanji HI. Kad bi veza između atom klora i vodika bila čisto ionskog karaktera, onda bi molekula HCl imala dipolni moment:

$\mu =e\cdot l=1,60\mathrm {\cdot 10^{-19}C\cdot 1,28\cdot 10^{-10}m=20,5\cdot 10^{-30}Cm} \qquad$ gdje je naboj elektrona 1,60·10^-19 C

Dipolni moment H₂ je nula jer je veza nepolarna. Dipolni moment O−H veze dolazi od njene polarnosti i ima vrijednost 4,3·10^-30 CM, što je više od vrijednosti dipolnog momenta za Cl−H vezu.

Sve što smo do sada rekli odnosi se jednako na kemijske veze kao i na molekule u cjelini, jer smo razmatrali dvoatomne molekule. Međutim dipolni moment neke kemijske veze je vektorska veličina i do dipolnog momenta složenijih molekula dolazimo na poseban način.

Polarne tvari

• Polarnost je obilježje tvari čije molekule imaju stalni električni dipolni moment. Ona je posljedica građe molekula i razlike u elektronegativnosti povezanih elemenata.

Dakle, polarnost molekula neke tvari bitno utjeće na svojstva te tvari koja opažamo (talište, vrelište, agregatno stanje...), kažemo da je tvar polarna.