Πότε είναι ένας ομοιοπολικός δεσμός πιθανότατα να είναι πολικός;
* Τα δύο άτομα που εμπλέκονται έχουν σημαντική διαφορά στην ηλεκτροαρνητικότητα. Η ηλεκτροαρνητικότητα είναι ένα μέτρο της ικανότητας ενός ατόμου να προσελκύει ηλεκτρόνια σε έναν δεσμό. Όσο μεγαλύτερη είναι η διαφορά στην ηλεκτροαρνητικότητα μεταξύ δύο ατόμων, τόσο πιο πολικός είναι ο δεσμός.
Εδώ είναι γιατί:
* Μη εξής κοινή χρήση ηλεκτρονίων: Όταν ένα άτομο είναι πιο ηλεκτροαρνητικό από το άλλο, τραβά τα κοινόχρηστα ηλεκτρόνια πιο κοντά στον εαυτό του. Αυτό δημιουργεί ένα μερικό αρνητικό φορτίο (δ-) στο πιο ηλεκτροαρνητικό άτομο και ένα μερικό θετικό φορτίο (Δ+) στο λιγότερο ηλεκτροαρνητικό άτομο.
* Διπολική στιγμή: Η άνιση κατανομή των ηλεκτρονίων δημιουργεί μια διπολική στιγμή, η οποία είναι ένα μέτρο του διαχωρισμού του φορτίου μέσα σε ένα μόριο.
Παραδείγματα:
* νερό (h₂o): Το οξυγόνο είναι πολύ πιο ηλεκτροαρνητικό από το υδρογόνο. Αυτό δημιουργεί έναν πολικό ομοιοπολικό δεσμό μεταξύ του οξυγόνου και κάθε ατόμου υδρογόνου, με αποτέλεσμα ένα λυγισμένο μοριακό σχήμα με μια διπολική στιγμή.
* Χλωρίδιο υδρογόνου (HCl): Το χλώριο είναι πιο ηλεκτροαρνητικό από το υδρογόνο, καθιστώντας τον δεσμό πολικό.
Αντίθετα, οι μη πολικοί ομοιοπολικοί δεσμοί σχηματίζονται μεταξύ ατόμων με παρόμοιες ηλεκτροεγκεφαλικές.
Παράδειγμα:
* Διατομικά μόρια: Ο δεσμός μεταξύ δύο πανομοιότυπων ατόμων, όπως στο O₂ ή CL₂, είναι μη πολικός, επειδή η διαφορά ηλεκτροαρνητικότητας είναι μηδενική.
