Πώς είναι δυνατή η πρόβλεψη εάν ένα ιονικό ή ομοιοπολικό δεσμό;

Μπορείτε να προβλέψετε εάν ένας δεσμός είναι ιοντικός ή ομοιοπολικός με βάση τη διαφορά ηλεκτροαρνητικότητας Μεταξύ των δύο ατόμων που εμπλέκονται.

Εδώ είναι:

1. Ηλεκτροαρνητικότητα:

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

* Η υψηλότερη ηλεκτροαρνητικότητα σημαίνει ισχυρότερη έλξη στα ηλεκτρόνια.

* Μπορείτε να βρείτε τιμές ηλεκτροαρνητικότητας σε έναν περιοδικό πίνακα ή σε ένα εγχειρίδιο χημείας.

2. Προσδιορισμός τύπου δεσμού:

* Ιονικός δεσμός:

* Μια μεγάλη διαφορά ηλεκτροαρνητικότητας (τυπικά μεγαλύτερη από 1,7) δείχνει ότι ένα άτομο θα προσελκύσει έντονα τα κοινά ηλεκτρόνια, "παίρνοντας" τα "παίρνοντας" από το άλλο άτομο.

* Αυτό έχει ως αποτέλεσμα το σχηματισμό ιόντων (φορτισμένων σωματιδίων) και ενός ιοντικού δεσμού.

* Παράδειγμα:NaCl (χλωριούχο νάτριο). Το νάτριο έχει ηλεκτροαρνητικότητα 0,93, ενώ το χλώριο έχει ηλεκτροαρνητικότητα 3,16. Η διαφορά είναι 2,23, καθιστώντας το ιονικό δεσμό.

* ομοιοπολικός δεσμός:

* Μια μικρή διαφορά ηλεκτροαρνητικότητας (μικρότερη από 1,7) δείχνει ότι τα ηλεκτρόνια μοιράζονται πιο εξίσου μεταξύ των δύο ατόμων.

* Αυτό έχει ως αποτέλεσμα έναν ομοιοπολικό δεσμό.

* Παράδειγμα:h₂o (νερό). Το οξυγόνο έχει ηλεκτροαρνητικότητα 3,44, ενώ το υδρογόνο έχει ηλεκτροαρνητικότητα 2,20. Η διαφορά είναι 1,24, καθιστώντας το ομόλογο ομοιοπολικό.

3. Πολικοί ομοιοπολικοί δεσμοί:

* Ενώ μια μικρή διαφορά ηλεκτροαρνητικότητας σημαίνει έναν ομοιοπολικό δεσμό, υπάρχει μια κατηγορία που ονομάζεται πολική ομοιοπολική .

* Σε πολικούς ομοιοπολικούς δεσμούς, τα ηλεκτρόνια εξακολουθούν να μοιράζονται, αλλά δεν μοιράζονται εξίσου. Αυτό δημιουργεί ένα ελαφρώς θετικό και ελαφρώς αρνητικό τέλος στο μόριο.

* Αυτό συμβαίνει όταν η διαφορά ηλεκτροαρνητικότητας είναι μεταξύ 0,5 και 1,7.

* Παράδειγμα:HCl (υδρογόνο χλωριούχο). Το χλώριο είναι περισσότερο ηλεκτροαρνητικό από το υδρογόνο, έτσι τα κοινόχρηστα ηλεκτρόνια περνούν περισσότερο χρόνο κοντά στο άτομο χλωρίου, καθιστώντας τον δεσμό πολικό.

Συνοπτικά:

| Διαφορά ηλεκτροαρνητικότητας | Τύπος ομολόγων |

| --- | --- |

|> 1.7 | Ιωνικός |

| 0,5 - 1,7 | Πολικό ομοιοπολικό |

| <0,5 | Μη πολική ομοιοπολική |

Σημαντικές εκτιμήσεις:

* Metal and Nonetal: Οι ιοντικοί δεσμοί τυπικά σχηματίζονται μεταξύ ενός μετάλλου και ενός μη μέταλλου.

* Διατομικά στοιχεία: Οι ομοιοπολικοί δεσμοί εμφανίζονται πάντα μεταξύ των μη μεταλλικών.

* Εξαιρέσεις: Υπάρχουν πάντα εξαιρέσεις από τους κανόνες. Ορισμένες ενώσεις με διαφορές ηλεκτροαρνητικότητας στο πλαίσιο του "ιοντικού" εύρους ενδέχεται να εμφανίζουν ομοιοπολικό χαρακτήρα.

Αυτή η μέθοδος διαφοράς ηλεκτροαρνητικότητας παρέχει έναν γενικό οδηγό για την πρόβλεψη του τύπου δεσμού. Ωστόσο, είναι πάντα καλό να εξετάσουμε τα συγκεκριμένα στοιχεία που εμπλέκονται και τις ιδιότητές τους για μια πιο ακριβή κατανόηση.