Πώς σχετίζεται η ηλεκτροαρνητικότητα με ιοντικό ή ομοιοπολικό χαρακτήρα ενός δεσμού;
1. Ηλεκτροαρνητικότητα:Μέτρο προσέλκυσης ατόμων για ηλεκτρόνια
Η ηλεκτροαρνητικότητα είναι ιδιότητα ενός ατόμου που περιγράφει την τάση του να προσελκύει ηλεκτρόνια προς τον εαυτό του όταν σχηματίζει χημικό δεσμό. Όσο υψηλότερη είναι η τιμή ηλεκτροαρνητικότητας ενός ατόμου, τόσο ισχυρότερη είναι η έλξη των κοινόχρηστων ηλεκτρονίων.
2. Η διαφορά στην ηλεκτροαρνητικότητα υπαγορεύει τον τύπο δεσμού:
* Ιονικά ομόλογα: Όταν η διαφορά στην ηλεκτροαρνητικότητα μεταξύ δύο ατόμων είναι μεγάλη (συνήθως μεγαλύτερη από 1,7), ένα άτομο θα έχει πολύ ισχυρότερη έλξη στα κοινόχρηστα ηλεκτρόνια. Αυτό οδηγεί στην πλήρη μεταφορά ηλεκτρονίων από το λιγότερο ηλεκτροαρνητικό άτομο στο πιο ηλεκτροαρνητικό άτομο, με αποτέλεσμα το σχηματισμό ιόντων (θετικά φορτισμένο κατιόν και αρνητικά φορτισμένο ανιόν). Αυτά τα αντίθετα φορτισμένα ιόντα στη συνέχεια συγκρατούνται από ηλεκτροστατικές δυνάμεις, σχηματίζοντας ένα ιοντικό δεσμό.
* ομοιοπολικοί δεσμοί: Όταν η διαφορά ηλεκτροαρνητικότητας είναι μικρή (συνήθως μικρότερη από 1,7), ούτε το άτομο έχει σημαντικά ισχυρότερη έλξη στα ηλεκτρόνια. Αυτό έχει ως αποτέλεσμα την ανταλλαγή ηλεκτρονίων μεταξύ των ατόμων, σχηματίζοντας ομοιοπολικό δεσμό.
* μη πολικά ομοιοπολικά ομόλογα: Εάν η διαφορά ηλεκτροαρνητικότητας είναι πολύ μικρή ή μηδενική (όπως σε έναν δεσμό μεταξύ δύο πανομοιότυπων ατόμων), τα ηλεκτρόνια μοιράζονται εξίσου μεταξύ των ατόμων.
* πολικοί ομοιοπολικοί δεσμοί: Εάν η διαφορά ηλεκτροαρνητικότητας είναι μέτρια, τα ηλεκτρόνια μοιράζονται άνισα, δημιουργώντας ένα μερικό θετικό φορτίο (Δ+) στο λιγότερο ηλεκτροαρνητικό άτομο και ένα μερικό αρνητικό φορτίο (δ-) στο πιο ηλεκτροαρνητικό άτομο. Αυτή η ανομοιόμορφη κοινή χρήση οδηγεί σε έναν πολικό ομοιοπολικό δεσμό.
Συνοπτικά:
* Μεγάλη διαφορά ηλεκτροαρνητικότητας = ιονικός δεσμός
* Μικρή διαφορά ηλεκτροαρνητικότητας = ομοιοπολικός δεσμός (μπορεί να είναι μη πολική ή πολική)
Παράδειγμα:
* NaCl (χλωριούχο νάτριο): Το νάτριο (Na) έχει ηλεκτροαρνητικότητα 0,93, ενώ το χλώριο (CL) έχει ηλεκτροαρνητικότητα 3,16. Η διαφορά είναι μεγάλη (2,23), με αποτέλεσμα το σχηματισμό ενός ιοντικού δεσμού όπου το νάτριο χάνει ένα ηλεκτρόνιο για να γίνει κατιόν (Na+) και το χλώριο κερδίζει ένα ηλεκτρόνιο για να γίνει ανιόν (Cl-).
* H2O (νερό): Το οξυγόνο (Ο) έχει ηλεκτροαρνητικότητα 3,44, ενώ το υδρογόνο (Η) έχει ηλεκτροαρνητικότητα 2,20. Η διαφορά είναι μέτρια (1,24), που οδηγεί σε έναν πολικό ομοιοπολικό δεσμό όπου το οξυγόνο έχει μερικό αρνητικό φορτίο και το υδρογόνο έχει μερικό θετικό φορτίο.
Θυμηθείτε ότι η ηλεκτροαρνητικότητα είναι ένα χρήσιμο εργαλείο για την πρόβλεψη του χαρακτήρα του δεσμού, αλλά δεν είναι ο μόνος παράγοντας. Άλλοι παράγοντες όπως το ατομικό μέγεθος και ο αριθμός των κελυφών ηλεκτρονίων μπορούν επίσης να επηρεάσουν τον τύπο του δεσμού.
