Αναζητήστε τον όρο ηλεκτροαρνητικότητα και εξηγήστε πώς μπορεί να βοηθήσει στον προσδιορισμό του τύπου των χημικών δεσμών που υπάρχουν σε μια ένωση;

Ηλεκτροργατιστικότητα:Το κλειδί για τον τύπο δεσμού

Η ηλεκτροαρνητικότητα είναι ένα μέτρο της ικανότητας ενός ατόμου να προσελκύει ηλεκτρόνια σε χημικό δεσμό. Είναι ένα πολύτιμο εργαλείο για την κατανόηση της φύσης των χημικών δεσμών, ιδιαίτερα στην πρόβλεψη εάν ένας δεσμός θα είναι ιοντικός , ομοιοπολικό , ή κάπου στο μεταξύ ( πολικό ομοιοπολικό ).

Δείτε πώς βοηθά η ηλεκτροαρνητικότητα:

1. Συγκρίνοντας τιμές ηλεκτροαρνητικότητας:

* Μεγάλη διαφορά στην ηλεκτροαρνητικότητα: Όταν δύο άτομα έχουν μεγάλη διαφορά στην ηλεκτροαρνητικότητα (συνήθως μεγαλύτερη από 1,7), το περισσότερο ηλεκτροαρνητικό άτομο θα προσελκύσει έντονα τα κοινά ηλεκτρόνια, ουσιαστικά "κλέβει" τους από το λιγότερο ηλεκτροαρνητικό άτομο. Αυτό έχει ως αποτέλεσμα το σχηματισμό ενός ιονικού δεσμού , όπου ένα άτομο γίνεται θετικά φορτισμένο (κατιόν) και το άλλο γίνεται αρνητικά φορτισμένο (ανιόν).

* Μικρή διαφορά στην ηλεκτροαρνητικότητα: Όταν η διαφορά στην ηλεκτροαρνητικότητα είναι μικρή (συνήθως μικρότερη από 0,5), τα ηλεκτρόνια μοιράζονται πιο εξίσου μεταξύ των δύο ατόμων. Αυτό έχει ως αποτέλεσμα ένα ομοιοπολικό δεσμό , όπου τα άτομα συγκρατούνται από την κοινή χρήση ηλεκτρονίων.

* Ενδιάμεση διαφορά στην ηλεκτροαρνητικότητα: Εάν η διαφορά στην ηλεκτροαρνητικότητα πέσει μεταξύ 0,5 και 1,7, ο δεσμός θεωρείται πολική ομοιοπολική . Σε αυτή την περίπτωση, τα ηλεκτρόνια μοιράζονται άνισα, οδηγώντας σε ένα μερικό θετικό φορτίο στο λιγότερο ηλεκτροαρνητικό άτομο και ένα μερικό αρνητικό φορτίο στο πιο ηλεκτροαρνητικό άτομο.

Παράδειγμα:

* NaCl: Το νάτριο (Na) έχει ηλεκτροαρνητικότητα 0,93, ενώ το χλώριο (CL) έχει ηλεκτροαρνητικότητα 3,16. Η μεγάλη διαφορά (2,23) υποδεικνύει έναν ιονικό δεσμό . Το χλώριο "κλέβει" το ηλεκτρόνιο από το νάτριο, σχηματίζοντας ένα κατιόν νατρίου (Na+) και ένα χλωριούχο ανιόν (CL-).

* h2: Το υδρογόνο (Η) έχει ηλεκτροαρνητικότητα 2,2. Δεδομένου ότι και τα δύο άτομα υδρογόνου έχουν την ίδια ηλεκτροαρνητικότητα, ο δεσμός είναι ομοιοπολικό με τα ηλεκτρόνια να μοιράζονται εξίσου.

* h2o: Το οξυγόνο (Ο) έχει ηλεκτροαρνητικότητα 3,44, ενώ το υδρογόνο έχει ηλεκτροαρνητικότητα 2,2. Η διαφορά (1,24) υποδεικνύει έναν πολικό ομοιοπολικό δεσμό , με το άτομο οξυγόνου να έχει μερική αρνητική φόρτιση και τα άτομα υδρογόνου που έχουν μερικές θετικές χρεώσεις.

Συνοπτικά:

Η ηλεκτροαρνητικότητα είναι μια θεμελιώδη έννοια που μας επιτρέπει να προβλέψουμε τον τύπο χημικού δεσμού μεταξύ των ατόμων με βάση την ικανότητά τους να προσελκύουν ηλεκτρόνια. Αυτή η κατανόηση μας βοηθά να ερμηνεύσουμε τις ιδιότητες των ενώσεων και να προβλέψουμε τη συμπεριφορά τους σε χημικές αντιδράσεις.