Μπορείτε να χρησιμοποιήσετε ηλεκτροαρνητικότητα για τον προσδιορισμό των ομολόγων;
Ηλεκτροργατιστικότητα:
* Ορισμός: Η ηλεκτροαρνητικότητα είναι το μέτρο της ικανότητας ενός ατόμου να προσελκύει ηλεκτρόνια προς τον εαυτό του όταν βρίσκεται σε χημικό δεσμό.
* Τάσεις: Η ηλεκτροαρνητικότητα αυξάνεται γενικά σε μια περίοδο (από αριστερά προς τα δεξιά) και μειώνεται κάτω από μια ομάδα (από πάνω προς τα κάτω) στον περιοδικό πίνακα.
Τύποι δεσμών και διαφορές ηλεκτροαρνητικότητας:
* μη πολικά ομοιοπολικά ομόλογα: Όταν η διαφορά ηλεκτροαρνητικότητας μεταξύ δύο ατόμων είναι πολύ μικρή (συνήθως μικρότερη από 0,5), τα ηλεκτρόνια μοιράζονται εξίσου. Αυτό δημιουργεί έναν μη πολικό ομοιοπολικό δεσμό. Παράδειγμα:CL-CL σε αέριο χλωρίου (CL₂).
* πολικοί ομοιοπολικοί δεσμοί: Όταν η διαφορά ηλεκτροαρνητικότητας μεταξύ δύο ατόμων είναι μέτρια (μεταξύ 0,5 και 1,7), τα ηλεκτρόνια μοιράζονται άνισα. Αυτό δημιουργεί έναν πολικό ομοιοπολικό δεσμό, όπου ένα άτομο έχει ελαφρώς αρνητικό φορτίο (Δ-) και το άλλο έχει ελαφρώς θετικό φορτίο (δ+). Παράδειγμα:Η-CL στο υδρογόνο χλωριούχο (HCl).
* Ιονικά ομόλογα: Όταν η διαφορά ηλεκτροαρνητικότητας μεταξύ δύο ατόμων είναι μεγάλη (μεγαλύτερη από 1,7), τα ηλεκτρόνια μεταφέρονται ουσιαστικά από το ένα άτομο στο άλλο. Αυτό δημιουργεί ένα ιοντικό δεσμό, με αποτέλεσμα ένα θετικά φορτισμένο κατιόν και ένα αρνητικά φορτισμένο ανιόν. Παράδειγμα:NA-CL σε χλωριούχο νάτριο (NaCl).
Χρήση ηλεκτροαρνητικότητας για τον προσδιορισμό των τύπων δεσμών:
1. Βρείτε τις τιμές ηλεκτροαρνητικότητας: Αναζητήστε τις τιμές ηλεκτροαρνητικότητας των εν λόγω ατόμων. Μπορείτε να βρείτε αυτές τις τιμές σε ένα εγχειρίδιο, online ή στον περιοδικό πίνακα.
2. Υπολογίστε τη διαφορά: Αφαιρέστε τη μικρότερη τιμή ηλεκτροαρνητικότητας από την μεγαλύτερη.
3. Ερμηνεύστε τη διαφορά:
* Διαφορά <0.5:μη πολικός ομοιοπολικός δεσμός
* 0,5 <διαφορά <1,7:πολικός ομοιοπολικός δεσμός
* Διαφορά> 1.7:Ιονικός δεσμός
Σημαντικές εκτιμήσεις:
* Πόλη Bond: Όσο μεγαλύτερη είναι η διαφορά ηλεκτροαρνητικότητας, τόσο πιο πολικός είναι ο δεσμός. Αυτό σημαίνει ότι υπάρχει μεγαλύτερος διαχωρισμός φορτίου μεταξύ των ατόμων.
* Αντοχή δεσμού: Οι ιοντικοί δεσμοί είναι συνήθως ισχυρότεροι από τους ομοιοπολικούς δεσμούς λόγω της πλήρους μεταφοράς ηλεκτρονίων.
* Εξαιρέσεις: Υπάρχουν κάποιες εξαιρέσεις σε αυτούς τους κανόνες, ειδικά για στοιχεία στη μέση του περιοδικού πίνακα.
Παράδειγμα:
Ας εξετάσουμε τον δεσμό στο διοξείδιο του άνθρακα (CO₂).
* Ηλεκτροαρνητικότητα του άνθρακα (C):2.55
* Ηλεκτροαρνητικότητα του οξυγόνου (Ο):3.44
Διαφορά =3.44 - 2.55 =0.89
Η διαφορά ηλεκτροαρνητικότητας είναι μεταξύ 0,5 και 1,7, έτσι ώστε οι δεσμοί στο CO₂ να είναι πολικές ομοιοπολικές .
