Πώς επιλύετε τη διαφορά ηλεκτροαρνητικών;
Εδώ είναι:
1. Προσδιορίστε τις τιμές ηλεκτροαρνητικότητας: Αναζητήστε τις τιμές ηλεκτροαρνητικότητας για τα δύο άτομα που εμπλέκονται στον δεσμό χρησιμοποιώντας την κλίμακα Pauling ή άλλη κλίμακα ηλεκτροαρνητικότητας.
2. Αφαιρέστε τη μικρότερη τιμή από τη μεγαλύτερη τιμή: Η διαφορά ηλεκτροαρνητικότητας είναι η απόλυτη τιμή της διαφοράς μεταξύ των δύο τιμών ηλεκτροαρνητικότητας.
Παράδειγμα:
Ας υπολογίσουμε τη διαφορά ηλεκτροαρνητικότητας μεταξύ υδρογόνου (Η) και χλωρίου (CL):
* Ηλεκτροαρνητικότητα του Η:2.1
* Ηλεκτροαρνητικότητα του CL:3.0
Διαφορά ηλεκτροαρνητικότητας =| 3.0 - 2.1 | = 0.9
Τι σας λέει η διαφορά ηλεκτροαρνητικότητας;
Η διαφορά ηλεκτροαρνητικότητας σας βοηθά να προσδιορίσετε τον τύπο του δεσμού μεταξύ δύο ατόμων:
* διαφορά =0: Ο δεσμός είναι καθαρά ομοιοπολικός (π.χ., Η-Η).
* Διαφορά <0.5: Ο δεσμός θεωρείται μη πολικός ομοιοπολικός. Τα ηλεκτρόνια μοιράζονται σχετικά εξίσου (π.χ. C-H).
* Διαφορά μεταξύ 0,5 και 1,7: Ο δεσμός θεωρείται πολικός ομοιοπολικός. Τα ηλεκτρόνια μοιράζονται άνισα, δημιουργώντας μια διπολική στιγμή (π.χ. H-CL).
* διαφορά> 1.7: Ο δεσμός θεωρείται ιοντικός. Ένα άτομο έχει έντονη έλξη για τα ηλεκτρόνια, με αποτέλεσμα έναν ιοντικό δεσμό (π.χ., Na-CL).
