Είναι ιοντικοί δεσμοί πολικοί ή μη πολικοί;
* Διαφορά ηλεκτροαρνητικότητας: Οι ιοντικοί δεσμοί σχηματίζονται μεταξύ ατόμων με σημαντική διαφορά στην ηλεκτροαρνητικότητα. Η ηλεκτροαρνητικότητα είναι η ικανότητα ενός ατόμου να προσελκύει ηλεκτρόνια προς τον εαυτό του. Σε ιοντικούς δεσμούς, ένα άτομο (το πιο ηλεκτροαρνητικό) προσελκύει έντονα τα κοινά ηλεκτρόνια, τραβώντας τα πιο κοντά στον πυρήνα του. Αυτό δημιουργεί ένα μερικό αρνητικό φορτίο στο πιο ηλεκτροαρνητικό άτομο και ένα μερικό θετικό φορτίο στο λιγότερο ηλεκτροαρνητικό άτομο.
* Διπολική στιγμή: Η ανομοιογενής κατανομή της πυκνότητας ηλεκτρονίων έχει ως αποτέλεσμα μια διπολική στιγμή, η οποία είναι ένα μέτρο του διαχωρισμού των θετικών και αρνητικών φορτίων. Αυτή η ροπή διπολικού υποδεικνύει έναν πολικό δεσμό.
Παραδείγματα:
* Χλωριούχο νάτριο (NaCl): Το χλώριο είναι πιο ηλεκτροαρνητικό από το νάτριο, οπότε προσελκύει τα κοινά ηλεκτρόνια πιο έντονα, δημιουργώντας ένα μερικό αρνητικό φορτίο στο χλώριο και ένα μερικό θετικό φορτίο στο νάτριο.
* Οξείδιο του ασβεστίου (CAO): Το οξυγόνο είναι περισσότερο ηλεκτροαρνητικό από το ασβέστιο, με αποτέλεσμα έναν πολικό δεσμό.
Αντίθετα, μη πολικοί ομοιοπολικοί δεσμοί μορφή μεταξύ ατόμων με παρόμοια ηλεκτροαρνητικότητα, οδηγώντας σε ίση κοινή χρήση ηλεκτρονίων και χωρίς καθαρή διπολική στιγμή.
