Γιατί τα διατομικά μόρια σχηματίζουν πάντα μη πολικούς ομοιοπολικούς δεσμούς;
διατομικά μόρια με μη πολικούς ομοιοπολικούς δεσμούς:
* h₂ (υδρογόνο): Και τα δύο άτομα υδρογόνου έχουν την ίδια ηλεκτροαρνητικότητα, που σημαίνει ότι μοιράζονται τα ηλεκτρόνια εξίσου.
* o₂ (οξυγόνο): Τα άτομα οξυγόνου έχουν ίση ηλεκτροαρνητικότητα, οδηγώντας σε ομοιόμορφη κοινή χρήση ηλεκτρονίων.
* n₂ (άζωτο): Παρόμοια με το οξυγόνο, τα άτομα αζώτου έχουν την ίδια ηλεκτροαρνητικότητα και σχηματίζουν έναν μη πολικό ομοιοπολικό δεσμό.
* f₂ (φθορίου): Τα άτομα φθορίου έχουν ίση ηλεκτροαρνητικότητα, με αποτέλεσμα έναν μη πολικό ομοιοπολικό δεσμό.
* cl₂ (χλώριο): Τα άτομα χλωρίου έχουν ίση ηλεκτροαρνητικότητα, με αποτέλεσμα έναν μη πολικό ομοιοπολικό δεσμό.
* br₂ (βρωμίνη): Τα άτομα βρωμίου έχουν ίση ηλεκτροαρνητικότητα, με αποτέλεσμα έναν μη πολικό ομοιοπολικό δεσμό.
* i₂ (ιώδιο): Τα άτομα ιωδίου έχουν ίση ηλεκτροαρνητικότητα, με αποτέλεσμα έναν μη πολικό ομοιοπολικό δεσμό.
διατομικά μόρια με πολικούς ομοιοπολικούς δεσμούς:
* HF (φθοριούχο υδρογόνο): Το φθόριο είναι πολύ πιο ηλεκτροαρνητικό από το υδρογόνο, δημιουργώντας έναν πολικό δεσμό όπου τα ηλεκτρόνια περνούν περισσότερο χρόνο κοντά στο άτομο φθορίου.
Γιατί τα διατομικά μόρια συχνά σχηματίζουν μη πολικούς δεσμούς:
* ίση ηλεκτροαρνητικότητα: Στα περισσότερα διατομικά μόρια, τα άτομα είναι το ίδιο στοιχείο, οδηγώντας σε ίση ηλεκτροαρνητικότητα. Αυτό σημαίνει ότι μοιράζονται τα ηλεκτρόνια εξίσου, με αποτέλεσμα έναν μη πολικό ομοιοπολικό δεσμό.
Key Takeaway:
Ενώ τα διατομικά μόρια συχνά σχηματίζουν μη πολικούς ομοιοπολικούς δεσμούς λόγω της ίσης ηλεκτροαρνητικότητας, υπάρχουν εξαιρέσεις όπως το HF όπου η διαφορά στην ηλεκτροαρνητικότητα οδηγεί σε έναν πολικό ομοιοπολικό δεσμό.
