Τι είδους ομοιοπολικά μόρια δεν μοιράζονται εξίσου ηλεκτρόνια;
Εδώ είναι γιατί:
* Ηλεκτροργατιστικότητα: Η ηλεκτροαρνητικότητα είναι η ικανότητα ενός ατόμου να προσελκύει ηλεκτρόνια σε έναν δεσμό. Διαφορετικά άτομα έχουν διαφορετικές ηλεκτροθεραπευτικές περιοχές.
* Μη εξής κοινή χρήση: Όταν δύο άτομα με σημαντικά διαφορετικές ηλεκτροεγκεφαλίες σχηματίζουν έναν ομοιοπολικό δεσμό, το άτομο με την υψηλότερη ηλεκτροαρνητικότητα θα τραβήξει τα κοινόχρηστα ηλεκτρόνια πιο κοντά στον εαυτό του. Αυτό δημιουργεί ένα ελαφρύ αρνητικό φορτίο στο πιο ηλεκτροαρνητικό άτομο και ένα ελαφρύ θετικό φορτίο στο λιγότερο ηλεκτροαρνητικό άτομο.
* Διπολική στιγμή: Αυτή η ανομοιόμορφη κατανομή του φορτίου δημιουργεί μια διπολική στιγμή , ένα μέτρο του διαχωρισμού θετικών και αρνητικών φορτίων μέσα σε ένα μόριο.
Παραδείγματα πολικών ομοιοπολικών μορίων:
* νερό (h₂o): Το οξυγόνο είναι πιο ηλεκτροαρνητικό από το υδρογόνο, έτσι τα ηλεκτρόνια στους δεσμούς Ο-Η τραβούν πιο κοντά στο άτομο οξυγόνου.
* Χλωρίδιο υδρογόνου (HCl): Το χλώριο είναι περισσότερο ηλεκτροαρνητικό από το υδρογόνο, δημιουργώντας μια διπολική στιγμή.
* αμμωνία (NH₃): Το άζωτο είναι πιο ηλεκτροαρνητικό από το υδρογόνο, καθιστώντας το μόριο πολικό.
Σημαντική σημείωση: Εάν η διαφορά ηλεκτροαρνητικότητας μεταξύ δύο ατόμων είναι πολύ μεγάλη (μεγαλύτερη από περίπου 1,7), ο δεσμός θα θεωρείται ιοντικός αντί του ομοιοπολικού. Σε ιοντικούς δεσμούς, τα ηλεκτρόνια μεταφέρονται ουσιαστικά από ένα άτομο σε άλλο.
