Τα άτομα με διαφορές ηλεκτροαρνητικότητας κάτω από 0,4 γενικά σχηματίζουν ομοιοπολικούς δεσμούς;
Εδώ είναι γιατί:
* Ηλεκτροργατιστικότητα: Αυτό μετρά την τάση ενός ατόμου να προσελκύει ηλεκτρόνια σε έναν δεσμό. Μία μεγαλύτερη διαφορά στην ηλεκτροαρνητικότητα μεταξύ δύο ατόμων σημαίνει ότι τα ηλεκτρόνια είναι πιο πιθανό να τραβηχτούν προς το πιο ηλεκτροαρνητικό άτομο, δημιουργώντας έναν πολικό δεσμό.
* ομοιοπολικοί δεσμοί: Αυτά σχηματίζονται όταν τα άτομα μοιράζονται ηλεκτρόνια.
Ο κανόνας 0.4:
Ενώ μια διαφορά μικρότερη από 0,4 χρησιμοποιείται συχνά ως κανόνας για να υποδείξει έναν μη πολικό ομοιοπολικό δεσμό, είναι σημαντικό να θυμάστε ότι δεν είναι ένα αυστηρό σημείο αποκοπής.
* μη πολικά ομοιοπολικά ομόλογα: Αυτές οι μορφές όταν τα ηλεκτρόνια μοιράζονται εξίσου μεταξύ δύο ατόμων.
* πολικοί ομοιοπολικοί δεσμοί: Αυτές οι μορφές όταν τα ηλεκτρόνια μοιράζονται άνισα, με μερική θετική φόρτιση σε ένα άτομο και μερικό αρνητικό φορτίο από την άλλη.
Γιατί ο κανόνας 0.4 δεν είναι απόλυτος:
* Η πολικότητα του δεσμού είναι ένα φάσμα: Η διαφορά στην ηλεκτροαρνητικότητα δημιουργεί μια κλίση, όχι μια απότομη αποκοπή. Ακόμη και οι μικρές διαφορές μπορούν να δημιουργήσουν μια μικρή πολικότητα, η οποία γίνεται πιο σημαντική καθώς η διαφορά αυξάνεται.
* Άλλοι παράγοντες: Το μήκος του δεσμού, το μέγεθος των ατόμων και η μοριακή γεωμετρία μπορούν επίσης να επηρεάσουν την πολικότητα των δεσμών.
Παράδειγμα:
* C-H Bonds: Η διαφορά ηλεκτροαρνητικότητας μεταξύ του άνθρακα και του υδρογόνου είναι περίπου 0,4. Αυτοί οι δεσμοί θεωρούνται ως επί το πλείστον μη πολικοί, αλλά υπάρχει κάποια μικρή πολικότητα.
Συμπερασματικά:
Ενώ μια διαφορά στην ηλεκτροαρνητικότητα μικρότερη από 0,4 γενικά υποδεικνύει έναν μη πολικό ομοιοπολικό δεσμό, είναι σημαντικό να εξεταστούν τα συγκεκριμένα άτομα που εμπλέκονται και άλλοι παράγοντες που επηρεάζουν την πολικότητα των δεσμών.
