Πώς χρησιμοποιείται η ηλεκτροαρνητικότητα για τον προσδιορισμό του ιοντικού ή ομοιοπολικού χαρακτήρα της σύνδεσης;
Εδώ είναι πώς η ηλεκτροαρνητικότητα μας βοηθά:
1. Ορισμός ηλεκτροαρνητικότητας:
* Η ηλεκτροαρνητικότητα είναι η ικανότητα ενός ατόμου σε ένα μόριο να προσελκύει κοινά ηλεκτρόνια προς τον εαυτό του.
* Είναι ένα σχετικό μέτρο, που σημαίνει ότι συγκρίνουμε την ηλεκτροαρνητικότητα δύο ατόμων που εμπλέκονται σε έναν δεσμό.
2. Η διαφορά κάνει το δεσμό:
* Μεγάλη διαφορά ηλεκτροαρνητικότητας: Όταν η διαφορά ηλεκτροαρνητικότητας μεταξύ δύο ατόμων συγκόλλησης είναι μεγάλη (συνήθως μεγαλύτερη από 1,7 στην κλίμακα Pauling), το πιο ηλεκτροαρνητικό άτομο προσελκύει τα κοινά ηλεκτρόνια τόσο έντονα ώστε να τα απομακρύνει αποτελεσματικά από το λιγότερο ηλεκτροαρνητικό άτομο. Αυτό έχει ως αποτέλεσμα το σχηματισμό ιονικών δεσμών .
* Μικρή διαφορά ηλεκτροαρνητικότητας: Όταν η διαφορά ηλεκτροαρνητικότητας είναι μικρή (συνήθως μικρότερη από 1,7), τα κοινόχρηστα ηλεκτρόνια κατανέμονται πιο ομοιόμορφα μεταξύ των δύο ατόμων. Αυτό έχει ως αποτέλεσμα ένα ομοιοπολικό δεσμό .
* Διαφορά ενδιάμεσης ηλεκτροαρνητικότητας: Όταν η διαφορά ηλεκτροαρνητικότητας πέφτει μεταξύ 0,5 και 1,7, ο δεσμός θεωρείται πολική ομοιοπολική . Σε αυτή την περίπτωση, τα κοινόχρηστα ηλεκτρόνια εξακολουθούν να προσελκύονται περισσότερο από το πιο ηλεκτροαρνητικό άτομο, δημιουργώντας ένα μερικό θετικό φορτίο στο λιγότερο ηλεκτροαρνητικό άτομο και ένα μερικό αρνητικό φορτίο στο πιο ηλεκτροαρνητικό άτομο.
3. Παραδείγματα:
* NaCl (χλωριούχο νάτριο): Το νάτριο (Na) έχει ηλεκτροαρνητικότητα 0,93, ενώ το χλώριο (CL) έχει ηλεκτροαρνητικότητα 3,16. Η μεγάλη διαφορά (2,23) οδηγεί στο σχηματισμό ενός ιοντικού δεσμού, όπου το νάτριο χάνει ένα ηλεκτρόνιο για να σχηματίσει ένα ιόν Na+ και το χλώριο κερδίζει ένα ηλεκτρόνιο για να σχηματίσει ένα Cliion.
* H2O (νερό): Το οξυγόνο (Ο) έχει ηλεκτροαρνητικότητα 3,44, ενώ το υδρογόνο (Η) έχει ηλεκτροαρνητικότητα 2,20. Η διαφορά (1,24) υποδεικνύει έναν πολικό ομοιοπολικό δεσμό. Το άτομο οξυγόνου προσελκύει πιο έντονα τα κοινόχρηστα ηλεκτρόνια, οδηγώντας σε μερικό αρνητικό φορτίο για το οξυγόνο και τις μερικές θετικές χρεώσεις στα άτομα υδρογόνου.
* CH4 (μεθάνιο): Ο άνθρακας (C) έχει ηλεκτροαρνητικότητα 2,55, ενώ το υδρογόνο (Η) έχει ηλεκτροαρνητικότητα 2,20. Η μικρή διαφορά (0,35) έχει ως αποτέλεσμα έναν μη πολικό ομοιοπολικό δεσμό, όπου τα κοινόχρηστα ηλεκτρόνια κατανέμονται αρκετά ομοιόμορφα μεταξύ των ατόμων.
Συνοπτικά: Η ηλεκτροαρνητικότητα μας βοηθά να κατανοήσουμε τη φύση των χημικών δεσμών, επιτρέποντάς μας να προβλέψουμε πώς θα μοιραστούν τα ηλεκτρόνια (ή δεν μοιράζονται) μεταξύ των ατόμων συγκόλλησης. Αυτό τελικά καθορίζει εάν ο δεσμός είναι ιοντικός, ομοιοπολικός ή κάπου ενδιάμεσα.
