Πώς μπορείτε να πείτε τι είδους άτομα ομολόγων έχουν μεταξύ τους;
Κατανόηση των βασικών
* Ηλεκτροργατιστικότητα: Αυτό είναι το μέτρο της ικανότητας ενός ατόμου να προσελκύει ηλεκτρόνια σε έναν δεσμό. Η υψηλότερη ηλεκτροαρνητικότητα σημαίνει ισχυρότερη έλξη στα ηλεκτρόνια.
* Διαφορά ηλεκτροαρνητικότητας: Η διαφορά στην ηλεκτροαρνητικότητα μεταξύ δύο συνδεδεμένων ατόμων καθορίζει τον τύπο του δεσμού.
Τύποι ομολόγων
1. Ιονικοί δεσμοί:
* σχηματισμός: Εμφανίζεται όταν ένα άτομο (συνήθως ένα μέταλλο) χάνει ένα ηλεκτρόνιο για να γίνει ένα θετικά φορτισμένο ιόν (κατιόν) και ένα άλλο άτομο (συνήθως μη μέταλλο) κερδίζει ηλεκτρόνια για να γίνει ένα αρνητικά φορτισμένο ιόν (ανιόν). Η ηλεκτροστατική έλξη μεταξύ αυτών των αντίθετα φορτισμένων ιόντων δημιουργεί τον δεσμό.
* Διαφορά ηλεκτροαρνητικότητας: Μεγάλο (μεγαλύτερο από 1,7)
* Παράδειγμα: Χλωριούχο νάτριο (NaCl) - Το νάτριο χάνει ένα ηλεκτρόνιο, το χλώριο κερδίζει ένα ηλεκτρόνιο.
2. ομοιοπολικά ομόλογα:
* σχηματισμός: Εμφανίζεται όταν δύο άτομα μοιράζονται ηλεκτρόνια.
* Διαφορά ηλεκτροαρνητικότητας: Μικρό (λιγότερο από 1,7)
* Τύποι:
* μη πολική ομοιοπολική: Τα ηλεκτρόνια μοιράζονται εξίσου μεταξύ των ατόμων. Αυτό συμβαίνει όταν η διαφορά ηλεκτροαρνητικότητας είναι πολύ μικρή ή μηδενική. (π.χ., Η).
* Polar Covalent: Τα ηλεκτρόνια μοιράζονται άνισα, με αποτέλεσμα ένα μερικό θετικό φορτίο σε ένα άτομο και ένα μερικό αρνητικό φορτίο από την άλλη. Αυτό συμβαίνει όταν η διαφορά ηλεκτροαρνητικότητας είναι μέτρια (π.χ. H₂O).
3. Μεταλλικοί δεσμοί:
* σχηματισμός: Εμφανίζεται μεταξύ των ατόμων μετάλλων. Τα εξωτερικά ηλεκτρόνια των ατόμων μετάλλων απομακρύνονται και μπορούν να κινούνται ελεύθερα σε όλο το μεταλλικό πλέγμα. Αυτά τα "ελεύθερα" ηλεκτρόνια δημιουργούν μια "θάλασσα" ηλεκτρονίων, κρατώντας μαζί τα θετικά φορτισμένα μεταλλικά ιόντα.
* Ιδιότητες: Τα μέταλλα είναι καλοί αγωγοί θερμότητας και ηλεκτρικής ενέργειας λόγω των ελεύθερων ηλεκτρονίων τους.
Πώς να καθορίσετε τον τύπο του δεσμού
1. Προσδιορίστε τα στοιχεία: Κοιτάξτε τα στοιχεία που εμπλέκονται στο δεσμό.
2. Ελέγξτε την ηλεκτροαρνητικότητα:Χρησιμοποιήστε έναν περιοδικό πίνακα πίνακα ή ηλεκτροαρνητικότητα για να βρείτε τις τιμές ηλεκτροαρνητικότητας των στοιχείων.
3. Υπολογίστε τη διαφορά: Αφαιρέστε τη μικρότερη ηλεκτροαρνητικότητα από το μεγαλύτερο.
4. Ερμηνεύστε τη διαφορά:
* μεγαλύτερη από 1,7: Ιοντικός δεσμός
* Λιγότερο από 1,7: Ομοιοπολικό δεσμό
* πολύ μικρό ή μηδέν: Μη ομοιοπολικός
* Μέτρια: Πολικός ομοιοπολικός
Παράδειγμα
* NaCl: Το νάτριο (Na) έχει ηλεκτροαρνητικότητα 0,93 και το χλώριο (CL) έχει ηλεκτροαρνητικότητα 3,16. Η διαφορά είναι 2,23, υποδεικνύοντας ιοντικό δεσμό.
* h₂o: Το υδρογόνο (Η) έχει ηλεκτροαρνητικότητα 2,20 και το οξυγόνο (Ο) έχει ηλεκτροαρνητικότητα 3,44. Η διαφορά είναι 1,24, υποδεικνύοντας έναν πολικό ομοιοπολικό δεσμό.
Σημαντική σημείωση: Αυτές είναι γενικές κατευθυντήριες γραμμές. Υπάρχουν πάντα εξαιρέσεις και οριακές περιπτώσεις. Εάν είστε αβέβαιοι, εξετάστε τις συγκεκριμένες ιδιότητες της ένωσης και τη συμπεριφορά της για να κάνετε μια πιο ενημερωμένη κρίση.
