Γιατί η περισσότερη χημική σύνδεση δεν είναι ούτε καθαρά ιοντική ούτε ομοιοπολική;

Οι περισσότερες χημικές δεσμούς δεν είναι καθαρά ιοντικές ή ομοιοπολικές, επειδή η πραγματικότητα της σύνδεσης βρίσκεται κάπου μεταξύ αυτών των δύο άκρων. Εδώ είναι γιατί:

* Διαφορές ηλεκτροαρνητικότητας: Η θεμελιώδης βάση για την ταξινόμηση ενός δεσμού ως ιοντικού ή ομοιοπολικού είναι η διαφορά στην ηλεκτροαρνητικότητα μεταξύ των εμπλεκόμενων ατόμων.

* Ιονικά ομόλογα: Μορφή όταν υπάρχει μεγάλη διαφορά ηλεκτροαρνητικότητας, που οδηγεί σε πλήρη μεταφορά ηλεκτρονίων και σχηματισμό ιόντων (φορτισμένα άτομα).

* ομοιοπολικοί δεσμοί: Μορφή όταν η διαφορά ηλεκτροαρνητικότητας είναι μικρή, με αποτέλεσμα την κοινή χρήση ηλεκτρονίων.

* Το φάσμα της σύνδεσης: Στην πραγματικότητα, οι διαφορές ηλεκτροαρνητικότητας δημιουργούν ένα φάσμα τύπων συγκόλλησης, όχι μόνο δύο ξεχωριστές κατηγορίες. Πολλοί δεσμοί πέφτουν κάπου ενδιάμεσα, παρουσιάζοντας χαρακτηριστικά τόσο της ιοντικής όσο και της ομοιοπολικής σύνδεσης.

* πολικοί ομοιοπολικοί δεσμοί: Αυτά τα ομόλογα είναι τα πιο συνηθισμένα. Ένα άτομο ασκεί ισχυρότερη έλξη στα κοινόχρηστα ηλεκτρόνια λόγω της υψηλότερης ηλεκτροαρνητικότητας, δημιουργώντας ένα μερικό θετικό φορτίο σε ένα άτομο και ένα μερικό αρνητικό φορτίο από την άλλη. Το νερό (h₂o) είναι ένα εξαιρετικό παράδειγμα.

Παράγοντες που επηρεάζουν το φάσμα:

* Μέγεθος των ατόμων: Τα μεγαλύτερα άτομα τείνουν να έχουν χαμηλότερη ηλεκτροαρνητικότητα, καθιστώντας τα πιο πιθανό να σχηματίσουν δεσμούς με μεγαλύτερο ομοιοπολικό χαρακτήρα.

* Αριθμός ομολόγων: Πολλαπλοί δεσμοί (όπως οι διπλοί ή τριπλοί δεσμοί) έχουν συχνά περισσότερο ομοιοπολικό χαρακτήρα λόγω της αυξημένης κατανομής ηλεκτρονίων.

Παραδείγματα:

* NaCl (χλωριούχο νάτριο): Αυτό θεωρείται συχνά ένα κλασικό παράδειγμα ενός ιοντικού δεσμού, αλλά ακόμη και εδώ, υπάρχει κάποιος βαθμός ομοιοπολικού χαρακτήρα λόγω της αλληλεπίδρασης των σύννεφων ηλεκτρονίων.

* HCl (υδρογόνο χλωριούχο): Αυτός είναι ένας πολικός ομοιοπολικός δεσμός. Το χλώριο είναι περισσότερο ηλεκτροαρνητικό από το υδρογόνο, με αποτέλεσμα ένα μερικό αρνητικό φορτίο στο άτομο χλωρίου και ένα μερικό θετικό φορτίο στο άτομο υδρογόνου.

Συνοπτικά:

Η έννοια της καθαρής ιοντικής ή ομοιοπολικής σύνδεσης είναι μια χρήσιμη απλοποίηση. Στην πραγματικότητα, οι περισσότεροι δεσμοί υπάρχουν κάπου σε ένα φάσμα που βασίζεται στη διαφορά ηλεκτροαρνητικότητας, καθιστώντας την πιο ακριβή για να τα περιγράψουμε ως διαθέτοντας διαφορετικούς βαθμούς ιονικού και ομοιοπολικού χαρακτήρα.