Πώς χρησιμοποιείται η ηλεκτροαρνητικότητα για τον προσδιορισμό των τύπων δεσμών;
1. Η διαφορά στην ηλεκτροαρνητικότητα:
* Ιονικά ομόλογα: Όταν η διαφορά ηλεκτροαρνητικότητας μεταξύ δύο ατόμων είναι μεγάλη (συνήθως μεγαλύτερη από 1,7), το άτομο με υψηλότερη ηλεκτροαρνητικότητα θα "κλέψει" τα ηλεκτρόνια από το λιγότερο ηλεκτροαρνητικό άτομο. Αυτό έχει ως αποτέλεσμα το σχηματισμό ιόντων (θετικά και αρνητικά φορτισμένα άτομα) και μια ηλεκτροστατική έλξη μεταξύ τους, σχηματίζοντας ένα ιοντικό δεσμό.
* ομοιοπολικοί δεσμοί: Όταν η διαφορά ηλεκτροαρνητικότητας είναι μικρή (συνήθως μικρότερο από 1,7), τα άτομα μοιράζονται ηλεκτρόνια για να επιτύχουν μια σταθερή διαμόρφωση ηλεκτρονίων. Αυτή η κοινή χρήση αποτελεί ομοιοπολικό δεσμό.
2. Τύποι ομοιοπολικών δεσμών:
* μη πολικά ομοιοπολικά ομόλογα: Όταν η διαφορά ηλεκτροαρνητικότητας είναι πολύ μικρή (κοντά στο μηδέν), τα ηλεκτρόνια μοιράζονται εξίσου μεταξύ των δύο ατόμων. Αυτό έχει ως αποτέλεσμα έναν μη πολικό ομοιοπολικό δεσμό.
* πολικοί ομοιοπολικοί δεσμοί: Όταν η διαφορά ηλεκτροαρνητικότητας είναι μέτρια (μεταξύ 0,5 και 1,7), τα ηλεκτρόνια μοιράζονται άνισα. Το άτομο με υψηλότερη ηλεκτροαρνητικότητα θα προσελκύσει πιο έντονα τα κοινόχρηστα ηλεκτρόνια, με αποτέλεσμα ένα ελαφρώς αρνητικό φορτίο σε αυτό το άτομο και ένα ελαφρώς θετικό φορτίο από την άλλη. Αυτό δημιουργεί έναν πολικό ομοιοπολικό δεσμό με μια διπολική στιγμή.
Βασικά σημεία που πρέπει να θυμάστε:
* Η ηλεκτροαρνητικότητα είναι μια σχετική ιδιότητα. Δεν σας λέει την απόλυτη "έλξη" στα ηλεκτρόνια, αλλά μάλλον πόσο έντονα ένα άτομο προσελκύει ηλεκτρόνια σε σύγκριση με ένα άλλο άτομο.
* Όσο μεγαλύτερη είναι η διαφορά ηλεκτροαρνητικότητας, τόσο πιο ιοντική είναι ο δεσμός
* Όσο μικρότερη είναι η διαφορά ηλεκτροαρνητικότητας, τόσο πιο ομοιοπολικό είναι ο δεσμός
* Οι τιμές ηλεκτροαρνητικότητας δίδονται σε κλίμακα (π.χ. κλίμακα Pauling). Μπορείτε να χρησιμοποιήσετε αυτές τις τιμές για να υπολογίσετε τη διαφορά ηλεκτροαρνητικότητας μεταξύ δύο ατόμων.
Παράδειγμα:
* NaCl (χλωριούχο νάτριο): Το νάτριο (Na) έχει ηλεκτροαρνητικότητα 0,93, ενώ το χλώριο (CL) έχει ηλεκτροαρνητικότητα 3,16. Η διαφορά είναι 2,23, υποδεικνύοντας μια μεγάλη διαφορά ηλεκτροαρνητικότητας. Επομένως, το NaCl σχηματίζει έναν ιοντικό δεσμό.
* h₂o (νερό): Το οξυγόνο (Ο) έχει ηλεκτροαρνητικότητα 3,44, ενώ το υδρογόνο (Η) έχει ηλεκτροαρνητικότητα 2,20. Η διαφορά είναι 1,24, υποδεικνύοντας μια μέτρια διαφορά ηλεκτροαρνητικότητας. Επομένως, το H₂o σχηματίζει πολικούς ομοιοπολικούς δεσμούς.
* h₂ (υδρογόνο): Και τα δύο άτομα υδρογόνου έχουν την ίδια ηλεκτροαρνητικότητα (2.20). Η διαφορά ηλεκτροαρνητικότητας είναι μηδενική, οδηγώντας σε μη πολικό ομοιοπολικό δεσμό.
Συνοπτικά, οι διαφορές ηλεκτροαρνητικότητας παρέχουν ένα πολύτιμο εργαλείο για την πρόβλεψη του τύπου του δεσμού που θα σχηματίζεται μεταξύ δύο ατόμων, προσφέροντας γνώσεις στη φύση και τη συμπεριφορά των μορίων.
