Poolisuus
Varausjakauman epätasaisuus eli poolisuus tarkoittaa elektronitiheyden jakautumista molekyylissä niin, että siihen syntyy negatiivisesti ja positiivisesti varautuneet päät. Mitä poolisempi molekyyli on, sitä suurempi on päiden varausero. Pooliset aineet liuottavat muita poolisia aineita ja ioniyhdisteitä.
Yhdisteen poolisuus on seurausta yhdestä tai useammasta poolisesta kovalenttisesta sidoksesta. Sidoksen poolisuuden suuruutta kuvaa elektronegatiivisuuslukujen erotus – poolisilla yhdisteillä 0,1 – 2,1[1]. Sidoksen ioniluonne kasvaa erotusluvun kasvaessa niin, että yli 1,7 erotusluvun omaavat sidokset katsotaan luonteiltaan ionisiksi. Raja poolisimpien kovalenttisten sidosten ja ionisidosten välillä on kuitenkin näennäinen, sillä ionisidoksilla on aina myös kovalenttista luonnetta. Pooliset sidokset ovat poolittomia lujempia.[1] Esimerkiksi vedyn sidos jodin kanssa (hyvin heikosti poolinen, elektronegatiivisuusero 0,5) on sidosenergialtaan 298 kJ/mol, ja sidos fluorin kanssa (vahvasti poolinen, elektronegatiivisuusero 1,8) on 570 kJ/mol.
Yksittäisen ionisidoksen merkitys yhdisteen poolisuuteen pienenee molekyylikoon kasvaessa[2]. Ison molekyylin on sisällettävä useita poolisia kovalenttisia sidoksia, jotta se olisi poolinen. Esimerkiksi sakkaroosi on poolinen vain useiden hiili-happi- ja vety-happi-sidosten vuoksi. Siksi tavallinen sokeri liukenee veteen. Poolittomia aineita ovat vastaavasti muun muassa rasvat ja vahat, joiden hiilirungot ovat niin pitkiä, etteivät ne ole enää poolisia.
Yhdisteen poolisuus voi symmetrian vuoksi kumoutua[2], vaikka sidokset olisivatkin luonteeltaan poolisia. Näin on esimerkiksi hiilidioksidissa, jossa hiiliatomin vastakkaisille puolille liittyneet happiatomit kumoavat toistensa vaikutuksen. Yhdisteelle ei siten synny poolisia päitä eikä se siten ole poolinen.
Polarisoituvuudella tarkoitetaan atomin taipumusta muuttaa ympäröivää elektronijakaumaansa ulkoisen vaikutuksen vuoksi.[3] Suuret atomit polarisoituvat helpommin kuin pienet. Suuren polarisoituvuutensa vuoksi jodin sidos hiilen kanssa on poolinen, vaikka hiilen ja jodin elektronegatiivisuusero on nolla.[3]
Poolisten orgaanisten reaktioiden keskeinen periaate on, että nukleofiilinen eli elektronirikas osa molekyylistä reagoi toisen molekyylin elektrofiilisen eli elektroniköyhän osan kanssa.[3] Sidokset katkeavat nukleofiilisen atomin lähtiessä molekyylistä sidoselektronit mukanaan, ja uudet syntyvät nukleofiilisen atomin jakaessa elektronejaan toisen molekyylin elektrofiilisen osan kanssa. Polaarinen reaktio sisältää aina elektroniparin luovuttamisen nukleofiililtä elektrofiilille.
Osittaisvarauksia merkitään pienillä delta-kirjaimilla, δ. Kirjainten yläindeksiin merkataan joko +-merkki tai −-merkki varauksen luonteen mukaan:
δ-, jos atomin osittaisvaraus on negatiivinen (elektronirikas) δ+, jos atomin osittaisvaraus on positiivinen (elektroniköyhä)
elektronegatiivisuus kasvaa →ryhmä123456789101112131415161718jakso1H 2,1He 2Li 1,0Be 1,5B 2,0C 2,5N 3,0O 3,5F 4,0Ne 3Na 0,9Mg 1,2Al 1,5Si 1,8P 2,1S 2,5Cl 3,0Ar 4K 0,8Ca 1,0Sc 1,3Ti 1,5V 1,6Cr 1,6Mn 1,5Fe 1,8Co 1,9Ni 1,8Cu 1,9Zn 1,6Ga 1,6Ge 1,8As 2,0Se 2,4Br 2,8Kr 5Rb 0,8Sr 1,0Y 1,2Zr 1,4Nb 1,6Mo 1,8Tc 1,9Ru 2,2Rh 2,2Pd 2,2Ag 1,9Cd 1,7In 1,7Sn 1,8Sb 1,9Te 2,1I 2,5Xe 6Cs 0,7Ba 0,9Lu Hf 1,3Ta 1,5W 1,7Re 1,9Os 2,2Ir 2,2Pt 2,2Au 2,4Hg 1,9Tl 1,8Pb 1,9Bi 1,9Po 2,0At 2,2Rn 7Fr 0,7Ra 0,9Lr Rf Db Sg Bh Hs Mt Ds Rg Cn Nh Fl Mc Lv Ts Og
Luokka:Kemiallinen sitoutuminen Luokka:Fysikaalinen kemia Luokka:Kemialliset ominaisuudet Luokka:Seulonnan keskeiset artikkelit