Πώς ξέρετε πότε ένας δεσμός είναι ιοντικός ή ομοιοπολικός;
Κατανόηση των βασικών
* Ιονικά ομόλογα: Που σχηματίζονται από τη μεταφορά ηλεκτρονίων από το ένα άτομο στο άλλο, δημιουργώντας θετικά φορτισμένα ιόντα (κατιόντα) και αρνητικά φορτισμένα ιόντα (ανιόντα). Αυτές οι αντίθετες χρεώσεις προσελκύουν, κρατώντας τα άτομα μαζί.
* ομοιοπολικοί δεσμοί: Που σχηματίζονται από την κοινή χρήση ηλεκτρονίων μεταξύ δύο ατόμων. Αυτή η κοινή χρήση επιτρέπει στα δύο άτομα να επιτύχουν μια πιο σταθερή διαμόρφωση ηλεκτρονίων.
Παράγοντες που πρέπει να λάβετε υπόψη
1. Διαφορά ηλεκτροαρνητικότητας:
* Ηλεκτροργατιστικότητα: Ένα μέτρο της ικανότητας ενός ατόμου να προσελκύει ηλεκτρόνια προς τον εαυτό του σε χημικό δεσμό.
* Μεγάλη διαφορά ηλεκτροαρνητικότητας (ΔEN> 1,7): Το πιο ηλεκτροαρνητικό άτομο θα τραβήξει τα ηλεκτρόνια σχεδόν εντελώς μακριά από το λιγότερο ηλεκτροαρνητικό άτομο, οδηγώντας σε ιοντικό δεσμό.
* Μικρή διαφορά ηλεκτροαρνητικότητας (ΔEN <1,7): Τα ηλεκτρόνια μοιράζονται πιο εξίσου, με αποτέλεσμα έναν ομοιοπολικό δεσμό.
2.
* μέταλλο + μη μεταλλικό: Γενικά οδηγεί σε ιοντικό δεσμό. Τα μέταλλα τείνουν να χάνουν ηλεκτρόνια εύκολα, ενώ τα μη μέταλλα κερδίζουν εύκολα ηλεκτρόνια.
* μη μέταλλο + μη μέταλλο: Συνήθως οδηγεί σε ομοιοπολικό δεσμό. Και τα δύο μέταλλα έχουν έντονη τάση να κερδίζουν ηλεκτρόνια, έτσι ώστε να μοιράζονται για να επιτύχουν σταθερότητα.
3. Φυσικές ιδιότητες:
* Ιωνικές ενώσεις: Συχνά έχουν υψηλά σημεία τήξης, είναι σκληρά και εύθραυστα και μπορούν να διεξάγουν ηλεκτρική ενέργεια όταν διαλύονται σε νερό.
* ομοιοπολικές ενώσεις: Συχνά έχουν χαμηλότερα σημεία τήξης, είναι πιο μαλακά και δεν διεξάγουν καλά την ηλεκτρική ενέργεια.
Παραδείγματα
* NaCl (χλωριούχο νάτριο): Το νάτριο (Na) είναι ένα μέταλλο και το χλώριο (CL) είναι μη μέταλλο. Η διαφορά ηλεκτροαρνητικότητας είναι μεγάλη. Αυτός είναι ένας σαφής ιοντικός δεσμός.
* h₂o (νερό): Τόσο το υδρογόνο (Η) όσο και το οξυγόνο (Ο) είναι μη μέταλλα. Η διαφορά ηλεκτροαρνητικότητας είναι μέτρια. Αυτός είναι ένας ομοιοπολικός δεσμός.
Πρόσθετες σημειώσεις
* πολικοί ομοιοπολικοί δεσμοί: Όταν η διαφορά ηλεκτροαρνητικότητας είναι σημαντική αλλά όχι αρκετά μεγάλη για μια πλήρη μεταφορά ηλεκτρονίων (1,7> ΔEN> 0,5), ο δεσμός θεωρείται πολικός ομοιοπολικός. Αυτό σημαίνει ότι τα κοινόχρηστα ηλεκτρόνια πλησιάζουν το πιο ηλεκτροαρνητικό άτομο, δημιουργώντας ένα μερικό θετικό και μερικό αρνητικό φορτίο στα άτομα.
* Ενδιάμεσες περιπτώσεις: Ορισμένες ενώσεις παρουσιάζουν χαρακτηριστικά τόσο της ιοντικής όσο και της ομοιοπολικής σύνδεσης. Αυτά συχνά αναφέρονται ως "πολικά ομοιοπολικά" ή "ιωνικά ομοιοπολικά" δεσμούς.
Συνοψίζοντας:
* Μεγάλη διαφορά ηλεκτροαρνητικότητας + μέταλλο-nonmetal: Πιθανώς ιοντικός
* Μικρή διαφορά ηλεκτροαρνητικότητας + μη μέταλλο-nonmetal: Πιθανώς ομοιοπολικός
* Διαφορά μέτριας ηλεκτροαρνητικότητας: Πιθανό πολικό ομοιοπολικό
Επιτρέψτε μου να ξέρω αν θέλετε να εξετάσετε συγκεκριμένα παραδείγματα για να εξασκηθείτε!
