קוטביות

מתוך ויקיפדיה, האנציקלופדיה החופשית
קפיצה אל: ניווט, חיפוש
מולקולת מים: באדום - מטען שלילי חלקי, בכחול - מטען חיובי חלקי. אטום החמצן האלקטרושלילי מושך אליו את האלקטרונים בחוזק רב יותר מאטומי המימן, וכך נוצרת הקטביות במולקולת המים

קוטביות (בלועזית: פּוֹלאריוּת, Polarity) היא מידת חלוקת המטען החשמלי במולקולה אשר בה אטום יחיד נהנה זמן ממושך יותר מאלקטרונים סביבו מאשר אטום אחר באותה מולקולה. הקוטביות היא תוצר ישיר של קשרים כימיים בין לפחות שני אטומים (=מולקולה) ואלקטרושליליות של האטום. הקוטביות נקבעת על פי ההפרש בערכים של גודל בשם אלקטרושליליות שיש לכל אטום המשתתף בקשר. ככל שהאלקטרושליליות של אטום גדולה יותר, כך הוא נוטה יותר למשוך לעברו אלקטרונים.

דרישות להיווצרות הקשר[עריכת קוד מקור | עריכה]

חלוקת המטען על המולקולה היא תוצר של שני קשרים אפשריים.

אפקט הקוטביות בקשר יוני[עריכת קוד מקור | עריכה]

בקשרים יוניים אשר נוצרת בין אל מתכות למתכות יוצרת הפרשי אלקטרו-שליליות בין שני אטומים הגדול מ-1.7. שני הצדדים נהנים באופן שוויוני מהאלקטרונים, שכן שניהם זוכים לייצר רמת ערכיות הדומה ביותר לגז אציל. בקשר כזה נוצר חלוקה ברורה של המטען, קוטב חיובי (קטיון) וקוטב שלילי (אניון). הקוטביות של המערכת משפיעה על היווצרות דיפול (דו-קוטב) חיובי (δ+) ושלילי (δ-) על המולקולה וכך לקבוע את יכולת שלה להתמוסס.

קשר קוולנטי קוטבי[עריכת קוד מקור | עריכה]

קוטביות בקשר קוולנטי תלויה בשני משתנים.

הראשון הוא קוטביות בעקבות קשר בין מולקולרי, כלומר קשר בין שני אטומים, על פי רוב אל מתכות, אשר ההפרש של האלקטרושליליות שלהם היא בין 0.3 ל- 1.7. קשר זה מהווה את רוב הקשרים שבין שני אטומים שונים שכן לבד ממספר אטומים בעלי אלקטרושליליות דומה כמו אשלגן ורובידיום אין כמעט אטומים בעלי אלקטרו-שליליות זהה (או שהפער בין האלקטרו-שליליות שלהם קטן מ-0.3 ואינם יונים).

שני האטומים חולקים בניהם את האלקטרונים אולם מאחר והאטום האלקטרו-שלילי בעל משיכה חזקה יותר של אלקטרונים, המטען חשמלי השלילי אשר שורר סביבו הוא ממושך יותר ביחס לאטום השני. במילים אחרות, המטען האלקטרוני אשר נמצא סביבו אינו מוחלט כיוון שהאלקטרונים נמצאים לפרקים אצל האטום השני, להבדיל ממטען המצוי ביונים. לעומת זאת, סביב האטום בל אלקטרושלילי פחותה, שורר מטען חשמלי חיובי למשך פרקי זמן ארוכים יותר. האלקטרונים שעוזבים לעיתים קרובות אטום זה מורידים את רמת המטען השלילית סביב האטום ומחזקים את המטען של פרוטונים בגרעין.

המשתנה השני הוא המבנה המרחבי של המולקולה אשר יכול להשפיע על חלוקת המטען. למשל המולקולה CH_4 על אף הקוטביות הבין מולקולרית (1.7>2.55-2.20>0.3) בשל היותה מולקולה סימטרית אין בה קוטביות. ישנם מבנים שתמיד פוגעים בקוטביות, וישנם מבנים אשר תלוים באטומים הקשורים לאטום המרכזים. אם האטומים הקשורים לאטום המרכזי זהים, אזי אין קוטביות.

  1. מבנה קווי - תלוי: אין קוטביות אם האטומים זהים.
  2. מבנה זוויתי (או מבנה מכופף) - תמיד יכול לפגוע במערכת בשל זוג גלמוד של אטומים. פחמן דו-חמצני, למשל, היא מולקולה בעלת מבנה זוויתי מכוף (O=C=O). הקשר שנוצר אצלה הוא קוטבי שכן ההבדל באלקטרושליליות בין חמצן (3.44)‏[1] לבין פחמן (2.55) הוא 0.89 שנמצא בתחום שבין 0.4-1.7. למרות זאת, המולקולה אינה קוטבית, שכן המטען השלילי סביב החמצן הימני מאוזן על ידי המטען השלילי סביב החמצן בצד שמאל.
  3. מבנה משולש מישורי - פוגע במערכת בשל זוג גלמוד של אטומים.
  4. פרמידה - תלוי: אין קוטביות אם האטומים זהים הקשורים לאטום המרכזי זהים.
  5. טטראדר (או ארבע פינתי) - תלוי: אין קוטביות אם האטומים זהים הקשורים לאטום המרכזי זהים.

חשיבות[עריכת קוד מקור | עריכה]

מבנים מרחבים[עריכת קוד מקור | עריכה]

אטומים בעלי מטען חלקי שלילי נמשכים, בהתאם לחוקי האלקטרוסטטיקה, לאטומים בעלי מטען חלקי חיובי. לתופעה זו השלכות רבות. בעזרת הבנה וזיהוי של קוטביותם של קשרים ניתן לחזות את המבנה התלת-ממדי של המולקולה, את תכונותיה הפיזיקליות (נקודת התכה, רתיחה וכו') ואת נטייתה להגיב עם מולקולות אחרות.

דוגמה שכיחה למשיכה בין מולקולות קוטביות היא קשרי מימן. בין מולקולות לא-קוטביות קיימים קשרים אחרים, אשר אינם מבוססים על קוטביות למשל קשרי ואן דר ואלס.

מסיסות במים[עריכת קוד מקור | עריכה]

הפירוש של המושג חומר הידרופילי, במקור, הוא חומר המתמוסס בצורה טובה במים. חומרים קוטביים מתמוססים היטב בחומרים קוטביים אחרים. היות והמים קוטביים, הרי שכל החומרים הקוטביים מתמוססים בהם בצורה טובה. הידרופילי, אם כן, הפך במשך הזמן שם נרדף לקוטבי, אם כי מבחינה כימית אין חפיפה מוחלטת בין שני המושגים. באופן דומה, חומר הידרופובי הפך שם נרדף לחומר לא-קוטבי.

ראו גם[עריכת קוד מקור | עריכה]

הערות שוליים[עריכת קוד מקור | עריכה]

  1. ^ כדי לדעת את האלקטרושליליות ראו טבלה בערך אלקטרושליליות