Πώς χρησιμοποιείται η διαφορά ηλεκτροαρνητικότητας στον προσδιορισμό του τύπου δεσμού που συμβαίνει μεταξύ δύο ατόμων;
Ηλεκτροργατιστικότητα:
* Ορισμός: Η ηλεκτροαρνητικότητα είναι η ικανότητα ενός ατόμου σε ένα μόριο να προσελκύει κοινά ηλεκτρόνια προς τον εαυτό του.
* Τάσεις στον περιοδικό πίνακα: Η ηλεκτροαρνητικότητα γενικά αυξάνεται σε μια περίοδο (από αριστερά προς τα δεξιά) και μειώνεται κάτω από μια ομάδα.
Τύποι δεσμών και διαφορές ηλεκτροαρνητικότητας:
1. Ιονικός δεσμός:
* Μεγάλη διαφορά ηλεκτροαρνητικότητας: Όταν η διαφορά ηλεκτροαρνητικότητας μεταξύ δύο ατόμων είναι πολύ μεγάλη (συνήθως μεγαλύτερη από 1,7), το περισσότερο ηλεκτροαρνητικό άτομο τραβάει πλήρως τα ηλεκτρόνια μακριά από το λιγότερο ηλεκτροαρνητικό άτομο. Αυτό έχει ως αποτέλεσμα το σχηματισμό ιόντων (θετικά φορτισμένο κατιόν και αρνητικά φορτισμένο ανιόν) και μια ηλεκτροστατική έλξη μεταξύ τους, σχηματίζοντας ένα ιοντικό δεσμό.
* Παράδειγμα: Το νάτριο (Na) και το χλώριο (CL) έχουν μεγάλη διαφορά ηλεκτροαρνητικότητας, με αποτέλεσμα το σχηματισμό Na+ και Cl-ίδων, τα οποία συγκρατούνται από ιοντικό δεσμό σε NaCl (χλωριούχο νάτριο).
2. ομοιοπολικός δεσμός:
* Μικρή διαφορά ηλεκτροαρνητικότητας: Όταν η διαφορά ηλεκτροαρνητικότητας μεταξύ δύο ατόμων είναι μικρή (συνήθως μικρότερη από 1,7), τα ηλεκτρόνια μοιράζονται μεταξύ των ατόμων. Αυτό έχει ως αποτέλεσμα έναν ομοιοπολικό δεσμό.
* Τύποι ομοιοπολικών δεσμών:
* μη πολικός ομοιοπολικός δεσμός: Εάν η διαφορά ηλεκτροαρνητικότητας είναι μηδενική (ή πολύ κοντά στο μηδέν), τα ηλεκτρόνια μοιράζονται εξίσου μεταξύ των ατόμων, σχηματίζοντας έναν μη πολικό ομοιοπολικό δεσμό. Παράδειγμα:Η2 (αέριο υδρογόνου).
* πολικός ομοιοπολικός δεσμός: Εάν η διαφορά ηλεκτροαρνητικότητας είναι μικρή αλλά όχι μηδενική, τα ηλεκτρόνια μοιράζονται άνισα, δημιουργώντας ένα ελαφρώς θετικό και ελαφρώς αρνητικό άκρο του μορίου. Αυτό σχηματίζει έναν πολικό ομοιοπολικό δεσμό. Παράδειγμα:HCl (χλωριούχο υδρογόνο).
Πίνακας συνοπτικών:
| Διαφορά ηλεκτροαρνητικότητας | Τύπος ομολόγων |
| --- | --- |
|> 1.7 | Ιωνικός |
| 0,5 - 1,7 | Πολικό ομοιοπολικό |
| <0,5 | Μη πολική ομοιοπολική |
Σημαντικές σημειώσεις:
* Η διαφορά ηλεκτροαρνητικότητας είναι ένας χρήσιμος οδηγός, αλλά δεν είναι ο μόνος παράγοντας που καθορίζει τον τύπο δεσμού. Άλλοι παράγοντες, όπως το μέγεθος των ατόμων και οι σχετικές θέσεις τους στο μόριο, μπορούν επίσης να επηρεάσουν τη συγκόλληση.
* Δεν υπάρχει σαφές όριο μεταξύ ιοντικών και ομοιοπολικών δεσμών. Η διάκριση είναι περισσότερο ένα φάσμα, με ορισμένους δεσμούς να έχουν χαρακτηριστικά και των δύο.
Επιτρέψτε μου να ξέρω αν θέλετε περισσότερα παραδείγματα ή περαιτέρω διευκρίνιση σε οποιαδήποτε από αυτές τις έννοιες!
