Ποιο είναι το αυξανόμενο ordor της ηλεκτροαρνητικότητας σε ιοντικούς δεσμούς και πολικό ομοιοπολικό μη δεσμό;

Ας σπάσουμε την ηλεκτροαρνητικότητα και τον ρόλο της σε ιοντικούς και πολικούς ομοιοπολικούς δεσμούς.

ηλεκτροαρνητικότητα:ένα ρυμουλκό για ηλεκτρόνια

Η ηλεκτροαρνητικότητα είναι ένα μέτρο της ικανότητας ενός ατόμου να προσελκύει ηλεκτρόνια σε χημικό δεσμό. Όσο υψηλότερη είναι η ηλεκτροαρνητικότητα, τόσο ισχυρότερη είναι η έλξη στα κοινόχρηστα ηλεκτρόνια.

Ιονικούς δεσμούς:Πλήρης μεταφορά ηλεκτρονίων

* σχηματισμός: Οι ιοντικοί δεσμοί εμφανίζονται όταν υπάρχει σημαντική διαφορά στην ηλεκτροαρνητικότητα μεταξύ δύο ατόμων. Ένα άτομο (το πιο ηλεκτροαρνητικό) ουσιαστικά "κλέβει" ένα ηλεκτρόνιο από το άλλο.

* αποτέλεσμα: Αυτό δημιουργεί αντίθετα φορτισμένα ιόντα (κατιόντα και ανιόντα) που προσελκύουν έντονα ο ένας τον άλλον, σχηματίζοντας μια ιοντική ένωση.

* Παραδείγματα: NaCl (χλωριούχο νάτριο), MGO (οξείδιο μαγνησίου)

πολικοί ομοιοπολικοί δεσμοί:κοινή χρήση με προκατάληψη

* σχηματισμός: Οι πολικοί ομοιοπολικοί δεσμοί προκύπτουν όταν η διαφορά ηλεκτροαρνητικότητας μεταξύ δύο ατόμων είναι σημαντική αλλά όχι τόσο ακραία όσο στους ιοντικούς δεσμούς. Τα ηλεκτρόνια μοιράζονται, αλλά τα κοινόχρηστα ηλεκτρόνια περνούν περισσότερο χρόνο γύρω από το πιο ηλεκτροαρνητικό άτομο.

* αποτέλεσμα: Αυτή η άνιση κοινή χρήση οδηγεί σε ένα μερικό θετικό φορτίο (δ+) στο λιγότερο ηλεκτροαρνητικό άτομο και ένα μερικό αρνητικό φορτίο (δ-) στο πιο ηλεκτροαρνητικό άτομο.

* Παραδείγματα: H₂O (νερό), HCl (υδρογόνο χλωριούχο)

Αύξηση της ηλεκτροαρνητικότητας:Η τάση

* Σε μια περίοδο (αριστερά προς τα δεξιά): Η ηλεκτροαρνητικότητα αυξάνεται καθώς μετακινείτε από αριστερά προς τα δεξιά κατά τη διάρκεια μιας περιόδου στον περιοδικό πίνακα. Αυτό οφείλεται στο γεγονός ότι ο αριθμός των πρωτονίων στον πυρήνα αυξάνεται, τραβώντας τα ηλεκτρόνια σε πιο σφιχτά.

* Κάτω από μια ομάδα (πάνω προς τα κάτω): Η ηλεκτροαρνητικότητα γενικά μειώνεται καθώς μετακινείτε μια ομάδα. Αυτό οφείλεται στην αυξανόμενη απόσταση μεταξύ του πυρήνα και των εξωτερικών ηλεκτρονίων, καθιστώντας την έλξη πιο αδύναμη.

Συνοπτικά

* Ιονικά ομόλογα: Μεγάλη διαφορά ηλεκτροαρνητικότητας.

* πολικοί ομοιοπολικοί δεσμοί: Μέτρια διαφορά ηλεκτροαρνητικότητας.

* μη πολικά ομοιοπολικά ομόλογα: Πολύ μικρή ή καμία διαφορά ηλεκτροαρνητικότητας.

Θυμηθείτε: Δεν υπάρχει αυστηρό σημείο αποκοπής μεταξύ ιοντικών και ομοιοπολικών δεσμών. Η διαφορά στην ηλεκτροαρνητικότητα παρέχει μια κατευθυντήρια γραμμή για τον τύπο του δεσμού που θα διαμορφωθεί.