קוטביות (כימיה)

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 תכונה של קשרים כימיים, המתארת את חלוקת המטען החשמלי בין שני האטומים המשתתפים בקשר. בקשר בעל קוטביות גבוהה, רוב המטען מרוכז ליד אחד מהאטומים בקשר. לעומת זאת, כאשר המטען החשמלי מתחלק באופן שווה בין האטומים בקשר, הקשר אינו קוטבי.

משתמשים במילה גם לתיאור מולקולות מרובות אטומים בהן המטען החשמלי מרוכז בצדדים נגדיים של המולקולה, כך שהמולקולה כולה מתנהגת כדיפול זעיר.

דרישות להיווצרות הקשר

חלוקת המטען על המולקולה היא תוצר של שני קשרים אפשריים.

אפקט הקוטביות בקשר יוני

בקשרים יוניים אשר נוצרים בין אל מתכות למתכות נוצרים הפרשי אלקטרו-שליליות בין שני אטומים, הגדולים מ-1.7. שני הקטבים מתחלקים באופן שוויוני באלקטרונים, שכן שניהם זוכים לייצר רמת ערכיות הדומה ביותר לגז אציל. בקשר כזה נוצרת 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 היכולת שלה להתמוסס.

קשר קוולנטי קוטבי

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 ביניהם את האלקטרונים אולם מאחר שהאטום 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 לעתים 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 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. פחמן דו-חמצני, למשל, היא מולקולה בעלת מבנה קווי (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.
  2. מבנה זוויתי (או מבנה מכופף) - תמיד יכול לפגוע במערכת בשל זוג אלקטרונים בלתי קושרים או שניים של האטום המרכזי.
  3. מבנה משולש מישורי - תלוי, אינו קוטבי אם האטומים הקשורים לאטום המרכזי זהים, למשל BH3 אינו קוטבי.
  4. פירמידה - מבנה קוטבי, למשל אמוניה, NH3 קוטבית.
  5. טטראדר (או ארבע פינתי) - אין קוטביות אם האטומים הקשורים לאטום המרכזי זהים.
Other Languages
suomi: Poolisuus
Gaeilge: Polaraíocht
Bahasa Indonesia: Polaritas (kimia)
italiano: Polarità
日本語: 極性分子
한국어: 극성 (화학)
polski: Polarność
srpskohrvatski / српскохрватски: Hemijska polarnost
slovenščina: Polarnost
српски / srpski: Hemijska polarnost
українська: Полярність (хімія)
中文: 极性