Πώς θα χρησιμοποιούσατε τιμές ηλεκτροαρνητικότητας για να προβλέψετε εάν ένας δεσμός θα είναι κυρίως ιοντικός ή ομοιοπολικός;

Εδώ είναι πώς να χρησιμοποιήσετε τις τιμές ηλεκτροαρνητικότητας για την πρόβλεψη τύπου δεσμού:

Κατανόηση της ηλεκτροαρνητικότητας

* Ηλεκτροργατιστικότητα: Ένα μέτρο της ικανότητας ενός ατόμου να προσελκύει ηλεκτρόνια σε χημικό δεσμό. Η υψηλότερη ηλεκτροαρνητικότητα σημαίνει ισχυρότερη έλξη σε κοινόχρηστα ηλεκτρόνια.

* Διαφορά ηλεκτροαρνητικότητας (ΔΕΝ): Η διαφορά στην ηλεκτροαρνητικότητα μεταξύ δύο συνδεδεμένων ατόμων. Αυτός είναι ο βασικός παράγοντας για τον προσδιορισμό του τύπου δεσμού.

Πρόβλεψη τύπου δεσμού

1. Αναζητήστε τιμές ηλεκτροαρνητικότητας: Θα χρειαστείτε έναν πίνακα τιμών ηλεκτροαρνητικότητας. Η κλίμακα Pauling χρησιμοποιείται συνήθως.

2. Υπολογίστε τη διαφορά ηλεκτροαρνητικότητας (δΕΝ): Αφαιρέστε τη μικρότερη τιμή ηλεκτροαρνητικότητας από την μεγαλύτερη.

* Παράδειγμα:

* CL (ηλεκτροαρνητικότητα =3,16) και NA (ηλεκτροαρνητικότητα =0,93)

* ΔEN =3,16 - 0,93 =2,23

3. Ερμηνεύστε το ΔEN:

* ΔEN <0,5: Ο δεσμός θεωρείται μη πολικός ομοιοπολικός . Τα ηλεκτρόνια μοιράζονται αρκετά εξίσου μεταξύ των ατόμων.

* 0.5 ≤ ΔEN <1,7: Ο δεσμός θεωρείται πολικός ομοιοπολικός . Τα ηλεκτρόνια μοιράζονται άνισα, δημιουργώντας ένα μερικό θετικό (δ+) φορτίο στο λιγότερο ηλεκτροαρνητικό άτομο και ένα μερικό αρνητικό (δ-) φορτίο στο πιο ηλεκτροαρνητικό άτομο.

* ΔEN ≥ 1,7: Ο δεσμός θεωρείται ιοντικός . Τα ηλεκτρόνια μεταφέρονται ουσιαστικά από το λιγότερο ηλεκτροαρνητικό άτομο στο πιο ηλεκτροαρνητικό άτομο, με αποτέλεσμα το σχηματισμό ιόντων.

Σημαντικές σημειώσεις:

* Η ηλεκτροαρνητικότητα είναι μια τάση: Η ηλεκτροαρνητικότητα αυξάνεται γενικά σε μια περίοδο (από αριστερά προς τα δεξιά) και μειώνεται κάτω από μια ομάδα (από πάνω προς τα κάτω) στον περιοδικό πίνακα.

* Η συγκόλληση είναι ένα φάσμα: Η ταξινόμηση των τύπων ομολόγων ως καθαρά ιοντικού ή ομοιοπολικού είναι μια απλοποίηση. Στην πραγματικότητα, οι περισσότεροι δεσμοί έχουν κάποιο βαθμό ιοντικού και ομοιοπολικού χαρακτήρα.

* Άλλοι παράγοντες: Ενώ η διαφορά ηλεκτροαρνητικότητας είναι ένα ισχυρό εργαλείο, άλλοι παράγοντες μπορούν να επηρεάσουν τον τύπο του δεσμού, όπως το μέγεθος των ατόμων και την παρουσία πολλαπλών δεσμών.

Παράδειγμα:

Ας προβλέψουμε τον τύπο του δεσμού στα ακόλουθα μόρια:

* NaCl (χλωριούχο νάτριο): ΔEN =3,16 - 0,93 =2,23. Αυτό το υψηλό ΔΕΝ δείχνει έναν κυρίως ιοντικό δεσμό.

* h₂o (νερό): ΔEN =3,44 - 2,20 =1,24. Αυτό το μέτριο ΔΕΝ υποδεικνύει έναν πολικό ομοιοπολικό δεσμό.

* cl₂ (χλώριο): ΔΕΝ =3,16 - 3,16 =0. Αυτό το δen υποδεικνύει έναν μη πολικό ομοιοπολικό δεσμό.

Με την κατανόηση της έννοιας ηλεκτροαρνητικότητας, μπορείτε να κάνετε τεκμηριωμένες προβλέψεις σχετικά με τη φύση των χημικών δεσμών.