Τα άτομα με διαφορές ηλεκτροαρνητικότητας κάτω από 0,4 γενικά σχηματίζουν ομοιοπολικούς δεσμούς;
Ο κανόνας διαφοράς ηλεκτροαρνητικότητας 0.4:
* true: Μια διαφορά στην ηλεκτροαρνητικότητα κάτω από 0,4 είναι πιο πιθανό να οδηγήσει σε ένα μη πολικό ομοιοπολικό δεσμό . Σε μη πολικούς ομοιοπολικούς δεσμούς, τα ηλεκτρόνια μοιράζονται εξίσου μεταξύ των ατόμων.
* Δεν είναι πάντα ακριβές: Η διαφορά ηλεκτροαρνητικότητας από μόνη της δεν καθορίζει πάντα τον τύπο του δεσμού. Άλλοι παράγοντες όπως:
* Τα συγκεκριμένα άτομα που εμπλέκονται: Ακόμη και με μικρή διαφορά, η παρουσία εξαιρετικά ηλεκτροαρνητικών ατόμων όπως το οξυγόνο ή το φθοριοειδές μπορεί να οδηγήσει σε ελαφρώς πολικό δεσμό.
* Η συνολική μοριακή γεωμετρία: Ακόμη και με μη πολικούς δεσμούς, το σχήμα του μορίου μπορεί να δημιουργήσει μια διπολική στιγμή, καθιστώντας την πολική συνολική.
Σημαντικές εκτιμήσεις:
* πολικοί ομοιοπολικοί δεσμοί: Οι διαφορές ηλεκτροαρνητικότητας μεταξύ 0,4 και 1,7 γενικά οδηγούν σε πολικούς ομοιοπολικούς δεσμούς . Τα ηλεκτρόνια δεν μοιράζονται εξίσου, οδηγώντας σε μερικές θετικές και αρνητικές χρεώσεις στα άτομα.
* Ιονικά ομόλογα: Οι διαφορές ηλεκτροαρνητικότητας μεγαλύτερες από 1,7 συνήθως οδηγούν σε ιονικούς δεσμούς . Τα ηλεκτρόνια μεταφέρονται από ένα άτομο σε άλλο, με αποτέλεσμα τα φορτισμένα ιόντα που συγκρατούνται από ηλεκτροστατικές δυνάμεις.
Συνοπτικά:
Ενώ ο κανόνας 0.4 είναι μια χρήσιμη κατευθυντήρια γραμμή, είναι σημαντικό να θυμόμαστε ότι άλλοι παράγοντες συμβάλλουν στον τύπο του σχηματισμού ομολόγων. Είναι καλύτερο να χρησιμοποιείτε την ηλεκτροαρνητικότητα ως ένα από τα διάφορα εργαλεία για την ανάλυση των χαρακτηριστικών συγκόλλησης.
