Polartasun (kimika)

Naturan hiru lotura kimiko mota topa daitezke, ionikoa, kobalentea eta metalikoa. Lehen lotura horretan metal bat ez-metal batekin lotzen eta, baina ez da molekularik osatzen, sare kristalino erraldoi bat baizik. Metal batek elektronegatibotasun oso baxua du, bere joera elektroiak askatzea baita zortzikotearen legea betetze aldera; ez metalek aldiz, elektronegatibotasun handiagoa dute, egonkortasunaren bila, elektroiak eskuratzeko joera dutelako. Hori dela eta, lotura ioniko bat osatzen duten atomoek elektronegatibotasun zeharo ezberdinak dituzte, atomo bat anioia den bitartean beste katioia delako, hau da, karga-banaketa handia dagoelako. Horregatik, lotura ionikoa lotura polarra da. Polartasun honek eragiten du kristal ioniko gehienak uretan disolbagarriak izatea, ura disolbatzaile polarra izanik, erraz erakarri ditzakeelako kristaleko anioi edo katioiak, betiere solbatazio energiak kristalaren sare-energia gainditzen badu.

Lotura kobalenteetan, atomoen arteko loturek molekularen geometria baldintzatzen dute. Lotura hauek, denak ere kobalenteak, bi motatakoak izan daitezke: polarrak edo apolarrak. Bestalde argi utzi beharra dago bi eskalatan aztertzen dela polartasuna, lotura mailan (lotura bera polarra den edo ez) eta molekula mailan (loturen polartasunetik abiatuta). Lotura kobalente bat polarra da, baldin eta lotura osatzen duten bi atomoak ezberdinak badira. Adibidez, lotura kobalente bat hidrogeno eta kloro atomo banak osatzen badute, lotura hori polarra izango da, kloroaren elektronegatibotasuna handiagoa denez, hidrogenoaren elektroiak indar handiagoz erakarriko dituelako, karga partzial negatibo bat sortuz bere aldean. Lotura kobalentearen osagai diren bi atomoak berdinak badira, orduan lotura apolarra izango da, izan ere, elektronegatibotasun berdina izango dute bi atomoek eta erakarpen indar berdina egingo diete elkarri, karga partzialik sortu gabe.

Molekula batean lotura kobalente bakarra egon daiteke, baina sarritan bat baino gehiago egon ohi dira. Beraz, molekula baten polartasuna jakiteko haren lotura guztien polartasuna hartu behar da aintzat. Molekula bat polarra izango da baldin eta momentu dipolar osoa nulua ez bada. Momentu dipolar osoa momentu dipolarren batura da, eta momentu dipolarrak aurrez aipatutako lotura polarretan sortzen dira, atomo batek bestearen elektroiak indar handiagoz erakartzen dituenean. Momentu dipolar osoa nulua izango da molekulak bere barnean soilik lotura kobalente apolarrak baditu edo lotura polarrek sortzen dituzten momentu dipolarren batura zero bada; egoera hori molekulak geometria jakin bat badu gertatuko da.

Balentzia Geruzako Elektroi Pareen Aldaratzearen Teoriak (BGEPAT) molekulen geometria azaltzen du, horretarako atomo zentrala erreferentziatzat hartuz eta elektroi pareak aztertuz. Elektroi pareak bi motatakoak izan daitezke: lotzaileak (lotura bat egiten dutenean) edo askeak (loturarik egiten ez dutenean). BGEPAT teoriak ondorioztatzen du molekulak lotura polarrak baditu, baina geometria zehatz bat baldin badu (lineala, triangeluarra, tetraedrikoa...), lotura polar horien momentu dipolarrak elkar deuseztatzen direla, momentu dipolar oso erresultantea nulua bihurtuz. Horren adibide dugu karbono dioxidoa (CO₂), bi lotura polarrez osatuta dagoena (C=O), baina geometria lineala duenez, molekula apolarra da. Bestalde, molekulako atomo zentralak elektroi pare askeak baditu, molekulak ez du aurreko "geometria deuseztatzailerik" hartuko eta polarra izango da. Adibidez, amoniakoak (NH₃) hiru lotura polar ditu (N-H), baina ez du geometria molekular tetraedrikorik osatuko elektroi pare aske bat duelako; beraz, geometria piramidal trigonala hartuko du eta molekula polarra izango da.

Lotura kobalenteetan, polartasuna molekularteko lotura sendoenak sortzeko giltza da. Adibidez, molekula polarrek dipolo-dipolo loturak era ditzakete eta ura bezalako molekula oso polarrek hidrogeno zubiak eratzen dituzte. Molekula apolarrek sakabanaketa indarren bidez molekularteko loturak era ditzakete, aurrez aipatutakoak baino ahulagoak.

• (Gaztelaniaz) Gispert, Jaime Casabó. (1996). Estructura atómica y enlace químico. Reverte ISBN 978-84-291-7189-1. (Noiz kontsultatua: 2020-03-22).
• Atomoen arteko loturak. Hiru 2017-12-31 (Noiz kontsultatua: 2020-03-22).