Οι μη πολικοί ομοιοπολικοί δεσμοί και οι ιοντικοί είναι δύο άκρες ενός συνεχούς;
Εδώ είναι γιατί:
* μη πολικά ομοιοπολικά ομόλογα: Σε έναν μη πολικό ομοιοπολικό δεσμό, τα ηλεκτρόνια μοιράζονται εξίσου * μεταξύ δύο ατόμων του ίδιου στοιχείου ή με πολύ παρόμοιες ηλεκτροθετικές ικανότητες. Το σύννεφο ηλεκτρονίων είναι συμμετρικό και δεν υπάρχει διαχωρισμός φορτίου. Παραδείγματα:H₂ (αέριο υδρογόνου), O₂ (αέριο οξυγόνου), CL₂ (αέριο χλωρίου)
* Ιονικά ομόλογα: Σε ένα ιοντικό δεσμό, ένα άτομο * εντελώς * παίρνει τα ηλεκτρόνια από ένα άλλο άτομο, δημιουργώντας μια πλήρη μεταφορά ηλεκτρονίων. Αυτό δημιουργεί δύο αντίθετα φορτισμένα ιόντα που στη συνέχεια συγκρατούνται μαζί με ηλεκτροστατική έλξη. Παραδείγματα:NaCl (τραπέζι αλάτι), KCL (χλωριούχο κάλιο)
Το συνεχές:
Η πραγματικότητα είναι ότι οι περισσότεροι δεσμοί βρίσκονται κάπου ανάμεσα σε αυτά τα δύο άκρα. Αυτό ισχύει ιδιαίτερα για τους δεσμούς μεταξύ των ατόμων διαφορετικών στοιχείων. Η διαφορά ηλεκτροαρνητικότητας μεταξύ των ατόμων καθορίζει τον βαθμό πολικότητας.
* πολικοί ομοιοπολικοί δεσμοί: Όταν δύο άτομα με *διαφορετικές *ηλεκτροναριτικίες μοιράζονται ηλεκτρόνια, τα ηλεκτρόνια μοιράζονται *άνισα *. Αυτό έχει ως αποτέλεσμα ένα μερικό θετικό φορτίο στο λιγότερο ηλεκτροαρνητικό άτομο και ένα μερικό αρνητικό φορτίο στο πιο ηλεκτροαρνητικό άτομο. Αυτοί οι δεσμοί ονομάζονται πολικοί ομοιοπολικοί δεσμοί . Παραδείγματα:H₂O (νερό), HCl (υδροχλωρικό οξύ), NH₃ (αμμωνία)
Βασικό σημείο: Η διαφορά ηλεκτροαρνητικότητας μεταξύ δύο ατόμων μας βοηθά να ταξινομήσουμε τον τύπο του δεσμού:
* Μεγάλη διαφορά ηλεκτροαρνητικότητας: Ιοντικός δεσμός
* Μικρή διαφορά ηλεκτροαρνητικότητας: Πολικός ομοιοπολικός δεσμός
* Διαφορά μηδενικής ηλεκτροαρνητικότητας: Μη επικολλικός ομοιοπολικός δεσμός
Η σκέψη των δεσμών ως συνεχούς και όχι άκαμπτων κατηγοριών μας βοηθά να κατανοήσουμε το φάσμα των αλληλεπιδράσεων συγκόλλησης στον κόσμο γύρω μας.
