Πώς χρησιμοποιείται το EN για τον προσδιορισμό του ιοντικού ή ομοιοπολικού χαρακτήρα της σύνδεσης μεταξύ δύο στοιχείων;
ηλεκτροργαρακτική είναι ένα μέτρο της ικανότητας ενός ατόμου να προσελκύει ηλεκτρόνια προς τον εαυτό του όταν σχηματίζει χημικό δεσμό.
Ιονική σύνδεση Εμφανίζεται όταν υπάρχει μεγάλη διαφορά στην ηλεκτροαρνητικότητα μεταξύ δύο ατόμων. Το άτομο με υψηλότερη ηλεκτροαρνητικότητα θα κερδίσει πλήρως τα ηλεκτρόνια, σχηματίζοντας ένα αρνητικό ιόν (ανιόν), ενώ το άτομο με χαμηλότερη ηλεκτροαρνητικότητα θα χάσει τα ηλεκτρόνια, σχηματίζοντας ένα θετικό ιόν (κατιόν). Αυτό έχει ως αποτέλεσμα μια ισχυρή ηλεκτροστατική έλξη μεταξύ των αντίθετα φορτισμένων ιόντων.
ομοιοπολική σύνδεση Εμφανίζεται όταν η διαφορά ηλεκτροαρνητικότητας μεταξύ δύο ατόμων είναι μικρή. Σε αυτή την περίπτωση, τα άτομα μοιράζονται ηλεκτρόνια αντί να τα μεταφέρουν πλήρως. Η κοινή χρήση μπορεί να είναι ίση (μη πολική ομοιοπολική) ή άνιση (πολική ομοιοπολική), ανάλογα με τη διαφορά στην ηλεκτροαρνητικότητα.
Εδώ είναι μια απλή κατανομή:
* Μεγάλη διαφορά EN: Ιοντικός δεσμός
* Μικρή διαφορά EN: Ομοιοπολικό δεσμό
* Δεν υπάρχει διαφορά: Μη επικολλικός ομοιοπολικός δεσμός
Γενικές κατευθυντήριες γραμμές για τις διαφορές EN:
* en Διαφορά> 1.7: Κυρίως ιοντικός
* en Διαφορά 0,5 έως 1,7: Πολικός ομοιοπολικός
* en Διαφορά <0.5: Μη ομοιοπολικός
Παραδείγματα:
* NaCl: Το νάτριο (Na) έχει EN 0,93, ενώ το χλώριο (CL) έχει EN 3,16. Η διαφορά είναι 2,23, υποδεικνύοντας έναν κυρίως ιοντικό δεσμό.
* h2o: Το οξυγόνο (Ο) έχει EN 3,44, ενώ το υδρογόνο (Η) έχει EN 2,20. Η διαφορά είναι 1,24, υποδηλώνοντας έναν πολικό ομοιοπολικό δεσμό.
* cl2: Το χλώριο (CL) έχει EN 3,16. Η διαφορά είναι 0, υποδεικνύοντας έναν μη πολικό ομοιοπολικό δεσμό.
Σημαντικές σημειώσεις:
* Η διαφορά EN είναι μια κατευθυντήρια γραμμή και όχι ένας απόλυτος κανόνας. Υπάρχουν κάποιες εξαιρέσεις.
* Οι τιμές EN βασίζονται στην κλίμακα Pauling, η οποία είναι μια συνήθως χρησιμοποιούμενη κλίμακα.
* Το πιο ηλεκτροαρνητικό στοιχείο σε έναν πολικό ομοιοπολικό δεσμό θα έχει ένα μερικό αρνητικό φορτίο (δ-), ενώ το λιγότερο ηλεκτροαρνητικό στοιχείο θα έχει ένα μερικό θετικό φορτίο (δ+).
Η κατανόηση της ηλεκτροαρνητικότητας και ο ρόλος του στον σχηματισμό δεσμών είναι ζωτικής σημασίας για την πρόβλεψη του τύπου χημικού δεσμού και την κατανόηση των ιδιοτήτων των μορίων.
