Γιατί η HCl είναι κατά κύριο λόγο ομοιοπολική σε αέρια κατάσταση αλλά ιοντική υδατική λύση;
Αέριο HCL:ομοιοπολική σύνδεση
* Διαφορά ηλεκτροαρνητικότητας: Η διαφορά ηλεκτροαρνητικότητας μεταξύ υδρογόνου (2,1) και χλωρίου (3,0) είναι σχετικά μικρή (0,9). Αυτή η διαφορά δεν είναι αρκετά μεγάλη για να δημιουργήσει μια πλήρη μεταφορά ηλεκτρονίων, οδηγώντας σε ιοντικό δεσμό.
* Πολική ομοιοπολική φύση: Αν και δεν είναι πλήρως ιοντική, η διαφορά στην ηλεκτροαρνητικότητα δημιουργεί έναν πολικό ομοιοπολικό δεσμό. Το χλώριο προσελκύει τα κοινόχρηστα ηλεκτρόνια πιο έντονα, καθιστώντας το άκρο του υδρογόνου του μορίου ελαφρώς θετικό (δ+) και το άκρο του χλωρίου ελαφρώς αρνητικό (δ-).
* Χωρίς ιονισμό: Στην αέρια κατάσταση, το HCl υπάρχει ως μεμονωμένα μόρια. Δεν υπάρχουν ελεύθερα ιόντα, καθώς τα μόρια δεν αλληλεπιδρούν μεταξύ τους με τρόπο που θα προκαλούσε ιονισμό.
υδατική HCl:ιοντική συμπεριφορά
* Λύση: Όταν το αέριο HCl διαλύεται σε νερό, τα μόρια νερού αλληλεπιδρούν με τα μόρια HCl. Τα πολύ πολικά μόρια νερού περιβάλλουν τα μόρια HCl, αποδυναμώνοντας τον ομοιοπολικό δεσμό.
* ιονισμός: Τα πολικά μόρια νερού ασκούν ισχυρή έλξη στο μερικώς θετικό άτομο υδρογόνου στο HCl. Αυτή η έλξη είναι αρκετά ισχυρή για να σπάσει τον ομοιοπολικό δεσμό, με αποτέλεσμα το σχηματισμό των Η+ και των ιόντων.
* Ενυδάτωση: Τα ιόντα Η+ και CL στη συνέχεια περιβάλλονται από μόρια νερού (ενυδατωμένο), σχηματίζοντας ένα διάλυμα διαλύματος ιόντων. Αυτή η διαδικασία ενυδάτωσης σταθεροποιεί τα ιόντα και τους εμποδίζει να ανασυνδυαστούν.
Συνοπτικά:
Η βασική διαφορά είναι η παρουσία μορίων νερού στο υδατικό διάλυμα. Η ισχυρή πολικότητα και η ικανότητα του νερού να διαλύουν ιόντα διαταράσσουν τον ομοιοπολικό δεσμό στην HCl, οδηγώντας στο σχηματισμό ιόντων. Στην αέρια κατάσταση, χωρίς την επιρροή του νερού, η HCL διατηρεί κυρίως τον ομοιοπολικό χαρακτήρα του.
