Ποια άτομα δημιουργούν ένα ιοντικό δεσμό;
* Ηλεκτροργατιστικότητα: Αυτό είναι ένα μέτρο της ικανότητας ενός ατόμου να προσελκύει ηλεκτρόνια σε χημικό δεσμό.
* Μεγάλη διαφορά: Όταν η διαφορά στην ηλεκτροαρνητικότητα μεταξύ δύο ατόμων είναι μεγάλη, ένα άτομο θα προσελκύσει έντονα τα κοινόχρηστα ηλεκτρόνια, ουσιαστικά "κλέβει" τους από το άλλο άτομο. Αυτό δημιουργεί ιόντα:
* Cation: Το άτομο που χάνει ηλεκτρόνια γίνεται θετικά φορτισμένο.
* ανιόν: Το άτομο που κερδίζει ηλεκτρόνια γίνεται αρνητικά φορτισμένο.
Παραδείγματα ατόμων που εμπλέκονται σε ιοντικούς δεσμούς:
* Μέταλλα και μη μέταλλα: Τα μέταλλα τείνουν να έχουν χαμηλή ηλεκτροαρνητικότητα, ενώ τα μη μέταλλα έχουν υψηλή ηλεκτροαρνητικότητα. Αυτό είναι ένα κλασικό ζευγάρωμα για ιοντικούς δεσμούς.
* Παράδειγμα: Το νάτριο (Na) είναι ένα μέταλλο με χαμηλή ηλεκτροαρνητικότητα, ενώ το χλώριο (CL) είναι μη μέταλλο με υψηλή ηλεκτροαρνητικότητα. Όταν δεσμεύονται, το νάτριο χάνει ένα ηλεκτρόνιο για να γίνει Na+ (κατιόν νατρίου) και το χλώριο κερδίζει ένα ηλεκτρόνιο για να γίνει CL- (χλωριούχο ανιόν). Η ηλεκτροστατική έλξη μεταξύ αυτών των αντίθετα φορτισμένων ιόντων αποτελεί τον ιονικό δεσμό.
* Ορισμένα μη μέταλλα μεταξύ τους: Ενώ είναι λιγότερο συνηθισμένα, ορισμένα μη μέταλλα μπορούν να σχηματίσουν ιοντικούς δεσμούς μεταξύ τους εάν η διαφορά ηλεκτροαρνητικότητας είναι αρκετά σημαντική.
* Παράδειγμα: Οξυγόνο (Ο) και φθόριο (F). Το φθόριο είναι το πιο ηλεκτροαρνητικό στοιχείο και ακόμη και όταν συνδέεται με οξυγόνο (ένα άλλο εξαιρετικά ηλεκτροαρνητικό στοιχείο), υπάρχει επαρκής διαφορά για να σχηματίσει έναν ιοντικό δεσμό.
Βασικά σημεία:
* Οι ιοντικοί δεσμοί είναι ηλεκτροστατικά αξιοθέατα μεταξύ αντιθέτων ιόντων.
* Τα άτομα με μεγάλες διαφορές ηλεκτροαρνητικότητας τείνουν να σχηματίζουν ιοντικούς δεσμούς.
* Τα μέταλλα και τα μη μέταλλα είναι οι πιο συνηθισμένοι συμμετέχοντες σε ιοντικά ομόλογα.
