Πώς χρησιμοποιείται η διαφορά electRoneGativitg για τον προσδιορισμό του τύπου δεσμού που εμφανίζεται μεταξύ δύο ατόμων;

Η διαφορά ηλεκτροαρνητικότητας είναι ένας κρίσιμος παράγοντας για τον προσδιορισμό του τύπου του δεσμού που σχηματίζεται μεταξύ δύο ατόμων. Μας βοηθά να κατανοήσουμε πώς τα ηλεκτρόνια μοιράζονται ή μεταφέρονται σε χημικό δεσμό. Εδώ είναι μια κατανομή:

Ηλεκτροργατιστικότητα:

* Η ηλεκτροαρνητικότητα είναι η ικανότητα ενός ατόμου σε ένα μόριο να προσελκύει ηλεκτρόνια προς τον εαυτό του. Είναι ένα σχετικό μέτρο, που σημαίνει ότι συγκρίνεται με άλλα άτομα.

* Η υψηλότερη ηλεκτροαρνητικότητα σημαίνει ισχυρότερη έλξη στα ηλεκτρόνια.

* Η διαφορά ηλεκτροαρνητικότητας (δΕΝ) υπολογίζεται αφαιρώντας την ηλεκτροαρνητικότητα του λιγότερο ηλεκτροαρνητικού ατόμου από το πιο ηλεκτροαρνητικό άτομο.

Τύποι δεσμών που βασίζονται στη διαφορά ηλεκτροαρνητικότητας:

1. Ιονικός δεσμός (ΔEN> 1,7):

* Μια μεγάλη διαφορά ηλεκτροαρνητικότητας υποδεικνύει μια σημαντική έλξη στα ηλεκτρόνια κατά ένα άτομο.

* Αυτό έχει ως αποτέλεσμα ένα άτομο που ουσιαστικά κλέβει ένα ηλεκτρόνιο από το άλλο, σχηματίζοντας ιόντα (θετικά φορτισμένο κατιόν και αρνητικά φορτισμένο ανιόν).

* Αυτά τα ιόντα συγκρατούνται από ηλεκτροστατικές δυνάμεις, σχηματίζοντας ισχυρό ιοντικό δεσμό.

* Παράδειγμα:Το NaCl (χλωριούχο νάτριο), όπου το νάτριο (Na) έχει χαμηλή ηλεκτροαρνητικότητα και χλώριο (CL) έχει υψηλή ηλεκτροαρνητικότητα.

2. ομοιοπολικός δεσμός (ΔEN <1,7):

* Μια μικρότερη διαφορά ηλεκτροαρνητικότητας υποδεικνύει μια πιο ισορροπημένη ανταλλαγή ηλεκτρονίων.

* Και τα δύο άτομα συμβάλλουν στον δεσμό με την κοινή χρήση ηλεκτρονίων για την επίτευξη σταθερής διαμόρφωσης ηλεκτρονίων.

* Υπάρχουν δύο υποτύποι ομοιοπολικών δεσμών που βασίζονται στη διαφορά ηλεκτροαρνητικότητας:

* μη πολικός ομοιοπολικός δεσμός (ΔEN ≈ 0): Τα ηλεκτρόνια μοιράζονται εξίσου μεταξύ των ατόμων.

* πολικός ομοιοπολικός δεσμός (0 <ΔEN <1,7): Τα ηλεκτρόνια μοιράζονται άνισα, με το πιο ηλεκτροαρνητικό άτομο να έχει ελαφρώς ισχυρότερη έλξη στα κοινόχρηστα ηλεκτρόνια, δημιουργώντας ένα μερικό θετικό φορτίο (δ+) σε ένα άτομο και ένα μερικό αρνητικό φορτίο (δ-) από την άλλη.

Βασικά σημεία:

* Η διαφορά ηλεκτροαρνητικότητας είναι μια κατευθυντήρια γραμμή, όχι ένας αυστηρός κανόνας. Μερικοί δεσμοί μπορεί να πέσουν στην "γκρίζα περιοχή" μεταξύ ιοντικών και ομοιοπολικών.

* Οι τιμές ηλεκτροαρνητικότητας βασίζονται σε συγκεκριμένες κλίμακες, όπως η κλίμακα Pauling ή η κλίμακα Mulliken.

* Η κατανόηση των διαφορών ηλεκτροαρνητικότητας μας επιτρέπει να προβλέψουμε τον τύπο του δεσμού, την πολικότητα ενός μορίου και τις ιδιότητες μιας ουσίας.

Παράδειγμα:

* H-Cl (υδρογόνο χλωριούχο): Ηλεκτροαρνητικότητα H =2,1, CL =3,0. ΔEN =0,9. Αυτό υποδεικνύει έναν πολικό ομοιοπολικό δεσμό, με χλώριο να έχει μερικό αρνητικό φορτίο και υδρογόνο να έχει μερικό θετικό φορτίο.

* Na-CL (χλωριούχο νάτριο): Ηλεκτροαρνητικότητα Na =0,9, CL =3,0. ΔEN =2.1. Αυτό υποδεικνύει έναν ιοντικό δεσμό, με το νάτριο να χάνει ένα ηλεκτρόνιο για να γίνει ένα θετικό ιόν (Na+) και το χλώριο που κερδίζει ένα ηλεκτρόνιο για να γίνει αρνητικό ιόν (Cl-).

Συνοπτικά, η διαφορά ηλεκτροαρνητικότητας είναι ένα ισχυρό εργαλείο για την κατανόηση της φύσης των χημικών δεσμών και της συμπεριφοράς των μορίων.