Πώς μπορείτε να βρείτε την πολικότητα ενός χημικού δεσμού;

Μπορείτε να προσδιορίσετε την πολικότητα ενός χημικού δεσμού λαμβάνοντας υπόψη τη διαφορά ηλεκτροαρνητικότητας Μεταξύ των δύο ατόμων που εμπλέκονται. Εδώ είναι μια κατανομή:

1. Τι είναι η ηλεκτροαρνητικότητα;

* Η ηλεκτροαρνητικότητα είναι ένα μέτρο της ικανότητας ενός ατόμου να προσελκύει ηλεκτρόνια σε χημικό δεσμό.

* Όσο υψηλότερη είναι η τιμή ηλεκτροαρνητικότητας, τόσο ισχυρότερη είναι η έλξη των ηλεκτρονίων του ατόμου.

2. Πώς η ηλεκτροαρνητικότητα καθορίζει την πολικότητα του δεσμού

* μη πολικός ομοιοπολικός δεσμός: Όταν η διαφορά ηλεκτροαρνητικότητας μεταξύ δύο ατόμων είναι πολύ μικρή (μικρότερη από 0,5) , τα ηλεκτρόνια μοιράζονται σχεδόν εξίσου. Αυτό έχει ως αποτέλεσμα ένα μη πολικό ομοιοπολικό δεσμό .

* πολικός ομοιοπολικός δεσμός: Όταν η διαφορά ηλεκτροαρνητικότητας είναι μεταξύ 0,5 και 1,7 , τα ηλεκτρόνια μοιράζονται άνισα. Το άτομο με την υψηλότερη ηλεκτροαρνητικότητα προσελκύει τα ηλεκτρόνια πιο έντονα, δημιουργώντας ένα μερικό αρνητικό φορτίο (δ-) σε αυτό το άτομο και ένα μερικής θετικής φόρτισης (δ+) από το άλλο άτομο. Αυτό δημιουργεί ένα πολικό ομοιοπολικό δεσμό .

* Ιονικός δεσμός: Όταν η διαφορά ηλεκτροαρνητικότητας είναι μεγαλύτερη από 1,7 , το άτομο με την υψηλότερη ηλεκτροαρνητικότητα ουσιαστικά "κλέβει" το ηλεκτρόνιο από το άλλο άτομο. Αυτό έχει ως αποτέλεσμα ένα πλήρες αρνητικό φορτίο ( -) σε ένα άτομο και ένα πλήρες θετικό φορτίο (+) από το άλλο άτομο , σχηματίζοντας έναν ιονικό δεσμό .

3. Χρήση του περιοδικού πίνακα

* Η ηλεκτροαρνητικότητα γενικά αυξάνεται σε μια περίοδο και μειώνεται κάτω από μια ομάδα στον περιοδικό πίνακα.

* Αυτό σημαίνει ότι τα στοιχεία στη δεξιά πλευρά του περιοδικού πίνακα (μη μέταλλα) είναι γενικά πιο ηλεκτροαρνητικά από τα στοιχεία στα αριστερά (μέταλλα).

4. Παραδείγματα

* h-cl: Το χλώριο (CL) είναι πιο ηλεκτροαρνητικό από το υδρογόνο (Η), καθιστώντας τον δεσμό polar .

* o =o: Τα άτομα οξυγόνου έχουν την ίδια ηλεκτροαρνητικότητα, οπότε ο δεσμός είναι nonpolar .

* na-cl: Το νάτριο (Na) έχει πολύ χαμηλότερη ηλεκτροαρνητικότητα από το χλώριο (CL), με αποτέλεσμα έναν ιονικό δεσμό .

5. Πρόσθετες εκτιμήσεις

* Διπολική στιγμή: Ένας πολικός ομοιοπολικός δεσμός έχει μια διπολική στιγμή, η οποία είναι ένα μέτρο της πολικότητας και της κατεύθυνσης του δεσμού. Η διπολική στιγμή δείχνει προς το πιο ηλεκτροαρνητικό άτομο.

* Μοριακή πολικότητα: Ακόμη και αν ένα μόριο περιέχει πολικούς δεσμούς, το ίδιο το μόριο μπορεί να είναι μη πολικό εάν τα μεμονωμένα δίπολα δεσμού ακυρώσουν ο ένας τον άλλον. Αυτό συμβαίνει σε μόρια με συμμετρικά σχήματα, όπως το CO2.

Επιτρέψτε μου να ξέρω αν έχετε ένα συγκεκριμένο δεσμό που θέλετε να αναλύσετε! Χαίρομαι που βοηθώ!