Τι είναι ένας δεσμός που βασίζεται στην ηλεκτροαρνητικότητα;

Ο τύπος του δεσμού που σχηματίζεται μεταξύ δύο ατόμων καθορίζεται από τη διαφορά στην ηλεκτροαρνητικότητα μεταξύ τους. Η ηλεκτροαρνητικότητα είναι ένα μέτρο της ικανότητας ενός ατόμου να προσελκύει ηλεκτρόνια σε χημικό δεσμό.

Ακολουθεί μια κατανομή των τύπων ομολόγων που βασίζονται στην ηλεκτροαρνητικότητα:

1. Μη πολικός ομοιοπολικός δεσμός:

* Διαφορά ηλεκτροαρνητικότητας: Κοντά στο μηδέν (λιγότερο από 0,5)

* Περιγραφή: Τα ηλεκτρόνια μοιράζονται εξίσου μεταξύ των δύο ατόμων επειδή έχουν παρόμοιες ηλεκτροεγκεφαλικές ικανότητες.

* Παράδειγμα: H₂ (αέριο υδρογόνου), CL₂ (αέριο χλωρίου)

2. Πολικός ομοιοπολικός δεσμός:

* Διαφορά ηλεκτροαρνητικότητας: Μεταξύ 0,5 και 1,7

* Περιγραφή: Τα ηλεκτρόνια μοιράζονται άνισα μεταξύ των δύο ατόμων, με το πιο ηλεκτροαρνητικό άτομο να έχει μεγαλύτερο μερίδιο των ηλεκτρονίων. Αυτό έχει ως αποτέλεσμα ένα μερικό θετικό φορτίο (δ+) στο λιγότερο ηλεκτροαρνητικό άτομο και ένα μερικό αρνητικό φορτίο (δ-) στο πιο ηλεκτροαρνητικό άτομο.

* Παράδειγμα: H₂O (νερό), HCl (υδρογόνο χλωριούχο)

3. Ιωνικός δεσμός:

* Διαφορά ηλεκτροαρνητικότητας: Μεγαλύτερη από 1,7

* Περιγραφή: Το πιο ηλεκτροαρνητικό άτομο παίρνει πλήρως τα ηλεκτρόνια από το λιγότερο ηλεκτροαρνητικό άτομο, σχηματίζοντας ιόντα με αντίθετες χρεώσεις. Αυτά τα ιόντα στη συνέχεια προσελκύονται μεταξύ τους με ηλεκτροστατικές δυνάμεις.

* Παράδειγμα: NaCl (χλωριούχο νάτριο), MGO (οξείδιο μαγνησίου)

Συνοπτικά:

* Μικρή διαφορά ηλεκτροαρνητικότητας: Μη επικολλικός ομοιοπολικός δεσμός

* Διαφορά μέτριας ηλεκτροαρνητικότητας: Πολικός ομοιοπολικός δεσμός

* Μεγάλη διαφορά ηλεκτροαρνητικότητας: Ιοντικός δεσμός

Είναι σημαντικό να σημειωθεί ότι πρόκειται για γενικές κατευθυντήριες γραμμές και μπορεί να υπάρξει κάποια επικάλυψη μεταξύ των διαφορετικών τύπων ομολόγων. Ωστόσο, η κατανόηση της έννοιας της διαφοράς ηλεκτροαρνητικότητας είναι ζωτικής σημασίας για την πρόβλεψη του τύπου του δεσμού που θα διαμορφώσει μεταξύ δύο ατόμων.