Πώς χρησιμοποιείται η ηλεκτρο-αρνητικότητα για την πρόβλεψη του πιο πιθανό δεσμό που θα διαμορφώσει μεταξύ δύο μη μεταλλικών ατόμων και ενός μεταλλικού ατόμου;
1. Ηλεκτροαρνητικότητα και τύποι δεσμών:
* Ηλεκτροργατιστικότητα είναι η ικανότητα ενός ατόμου σε ένα μόριο να προσελκύει ηλεκτρόνια προς τον εαυτό του.
* Ιονικά ομόλογα μορφή όταν υπάρχει σημαντική διαφορά στην ηλεκτροαρνητικότητα μεταξύ δύο ατόμων (συνήθως> 1,7 στην κλίμακα Pauling). Αυτή η διαφορά οδηγεί σε ένα άτομο που κερδίζει ηλεκτρόνια (να γίνει ανιόν) και τα άλλα ηλεκτρόνια που χάνονται (να γίνουν κατιόν).
* ομοιοπολικά ομόλογα μορφή όταν υπάρχει μικρότερη διαφορά στην ηλεκτροαρνητικότητα μεταξύ δύο ατόμων, οδηγώντας στην κοινή χρήση ηλεκτρονίων.
* πολικοί ομοιοπολικοί δεσμοί εμφανίζονται όταν η διαφορά ηλεκτροαρνητικότητας είναι μέτρια (μεταξύ 0,5 και 1,7). Τα κοινόχρηστα ηλεκτρόνια τραβήχτηκαν πιο κοντά στο πιο ηλεκτροαρνητικό άτομο, δημιουργώντας ένα μερικό θετικό και μερικό αρνητικό φορτίο στα άτομα.
* μη πολικά ομοιοπολικά ομόλογα εμφανίζονται όταν η διαφορά ηλεκτροαρνητικότητας είναι πολύ μικρή ή μηδενική (μικρότερη από 0,5). Τα ηλεκτρόνια μοιράζονται εξίσου μεταξύ των ατόμων.
2. Μεταλλικοί-εμετά δεσμοί:
* μέταλλα γενικά έχουν χαμηλές τιμές ηλεκτροαρνητικότητας.
* Μη μέταλλα γενικά έχουν υψηλές τιμές ηλεκτροαρνητικότητας.
* Η μεγάλη διαφορά ηλεκτροαρνητικότητας μεταξύ μετάλλων και μη μετάλλων οδηγεί στο σχηματισμό ιονικών δεσμών . Το μεταλλικό άτομο χάνει ηλεκτρόνια για να γίνει ένα θετικά φορτισμένο κατιόν, ενώ το μη μεταλλικό άτομο κερδίζει ηλεκτρόνια για να γίνει ένα αρνητικά φορτισμένο ανιόν.
* Παράδειγμα: Το νάτριο (Na) και το χλώριο (CL):Το νάτριο έχει χαμηλή ηλεκτροαρνητικότητα, ενώ το χλώριο έχει υψηλή ηλεκτροαρνητικότητα. Το νάτριο χάνει ένα ηλεκτρόνιο για να γίνει Na+, και το χλώριο κερδίζει ένα ηλεκτρόνιο για να γίνει cl-. Αυτά τα αντίθετα φορτισμένα ιόντα προσελκύουν ο ένας τον άλλον για να σχηματίσουν έναν ιοντικό δεσμό στο χλωριούχο νάτριο της ένωσης (NaCl).
3. Μη μέταλλο-ενρΕΜΑΤΑΛΙΚΑ ΟΔΗΓΙΕΣ:
* Όταν δύο μη μέταλλα δεσμεύουν, η διαφορά ηλεκτροαρνητικότητας είναι μικρότερη.
* ομοιοπολικά ομόλογα είναι το πιο πιθανό αποτέλεσμα και ο τύπος (πολικός ή μη πολικός) εξαρτάται από τη συγκεκριμένη διαφορά ηλεκτροαρνητικότητας.
* Παράδειγμα: Οξυγόνο (Ο) και το υδρογόνο (Η):Το οξυγόνο είναι πιο ηλεκτροαρνητικό από το υδρογόνο. Δημιουργούν έναν πολικό ομοιοπολικό δεσμό στο νερό (H2O) επειδή τα ηλεκτρόνια τραβούνται πιο κοντά στο άτομο οξυγόνου, δημιουργώντας ένα ελαφρώς αρνητικό φορτίο στο οξυγόνο και ένα ελαφρώς θετικό φορτίο στα υδρογόνα.
Συνοπτικά:
* Η ηλεκτροαρνητικότητα είναι ένας κρίσιμος παράγοντας για την πρόβλεψη του τύπου του δεσμού που σχηματίζεται μεταξύ των ατόμων.
* Οι μεγάλες διαφορές ηλεκτροαρνητικότητας συνήθως οδηγούν σε ιοντικούς δεσμούς, ενώ οι μικρότερες διαφορές οδηγούν σε ομοιοπολικούς δεσμούς.
* Οι αλληλεπιδράσεις μετάλλων-εμετρικών συνήθως οδηγούν σε ιοντικούς δεσμούς, ενώ οι μη μέταλλο-εμετρικές αλληλεπιδράσεις συνήθως οδηγούν σε ομοιοπολικούς δεσμούς.
