Πώς ξέρετε ποιος τύπος ομολόγου έχει μια ένωση;
Κατανόηση των βασικών
* Ιονικά ομόλογα: Αυτά περιλαμβάνουν τη μεταφορά ηλεκτρονίων από το ένα άτομο στο άλλο. Συνήθως σχηματίζονται μεταξύ μετάλλων και μη μεταλλικών.
* ομοιοπολικοί δεσμοί: Αυτά περιλαμβάνουν την ανταλλαγή ηλεκτρονίων μεταξύ των ατόμων. Είναι πιο συνηθισμένα μεταξύ των μη μεταλλικών.
* Μεταλλικοί δεσμοί: Αυτά περιλαμβάνουν την ανταλλαγή ηλεκτρονίων σε μια "θάλασσα" ηλεκτρονίων που περιβάλλει τα θετικά φορτισμένα μεταλλικά ιόντα. Αυτός ο τύπος δεσμού βρίσκεται στα μέταλλα.
Βήματα για τον προσδιορισμό του τύπου δεσμού
1. Προσδιορίστε τα στοιχεία: Σημειώστε τα στοιχεία που εμπλέκονται στην ένωση.
2. Εξετάστε την ηλεκτροαρνητικότητα:
* Ηλεκτροργατιστικότητα: Ένα μέτρο της ικανότητας ενός ατόμου να προσελκύει ηλεκτρόνια σε έναν δεσμό. Η υψηλότερη ηλεκτροαρνητικότητα σημαίνει ισχυρότερη έλξη σε κοινόχρηστα ηλεκτρόνια.
* Διαφορά στην ηλεκτροαρνητικότητα: Υπολογίστε τη διαφορά στην ηλεκτροαρνητικότητα μεταξύ των δύο στοιχείων. Αυτή η διαφορά είναι το κλειδί για την ταξινόμηση του τύπου δεσμού.
* Γενικές κατευθυντήριες γραμμές:
* Ιονική: ΔΕΝ (διαφορά στην ηλεκτροαρνητικότητα) ≥ 1,7
* Polar Covalent: 0,5 <ΔEN <1,7
* μη πολική ομοιοπολική: ΔEN ≤ 0,5
3. Μέταλλα και μη μέταλλα:
* μέταλλο + μη μεταλλικό: Συνήθως σχηματίζει έναν ιοντικό δεσμό.
* μη μέταλλο + μη μέταλλο: Συνήθως σχηματίζει έναν ομοιοπολικό δεσμό.
* μέταλλο + μέταλλο: Συνήθως σχηματίζει μεταλλικό δεσμό.
Παραδείγματα:
* NaCl (χλωριούχο νάτριο): Το νάτριο (Na) είναι ένα μέταλλο και το χλώριο (CL) είναι μη μέταλλο. Η διαφορά ηλεκτροαρνητικότητάς τους είναι μεγάλη (ΔEN =2,1), καθιστώντας την ιονικό δεσμό .
* h₂o (νερό): Τόσο το υδρογόνο (Η) όσο και το οξυγόνο (Ο) είναι μη μέταλλα. Η διαφορά ηλεκτροαρνητικότητας είναι μέτρια (ΔEN =1,4), με αποτέλεσμα τον πολικό ομοιοπολικό δεσμό .
* Co₂ (διοξείδιο του άνθρακα): Ο άνθρακας (C) και το οξυγόνο (O) είναι και τα δύο μη μεταλλικά και η διαφορά ηλεκτροαρνητικότητας είναι μικρή (ΔEN =1), οδηγώντας σε ένα μη πολικό ομοιοπολικό δεσμό .
Πρόσθετες εκτιμήσεις:
* Πόλη Bond: Εάν ένας δεσμός είναι πολικός ομοιοπολικός, το ένα άκρο του μορίου θα έχει ένα ελαφρώς θετικό φορτίο (δ+) και το άλλο άκρο θα έχει ελαφρώς αρνητικό φορτίο (Δ-). Αυτό συμβαίνει επειδή τα ηλεκτρόνια δεν μοιράζονται εξίσου.
* δομές Lewis: Η σχεδίαση δομών Lewis μπορεί να βοηθήσει στην απεικόνιση της κοινής χρήσης ή της μεταφοράς ηλεκτρονίων, παρέχοντας περαιτέρω πληροφορίες για τον τύπο συγκόλλησης.
* Εξαιρέσεις: Υπάρχουν εξαιρέσεις από αυτές τις γενικές κατευθυντήριες γραμμές. Για παράδειγμα, ορισμένες ενώσεις με μικρές διαφορές ηλεκτροαρνητικότητας μπορούν να έχουν ακόμα σημαντικό ιοντικό χαρακτήρα.
Επιτρέψτε μου να ξέρω αν έχετε μια συγκεκριμένη ένωση στο μυαλό και μπορώ να σας βοηθήσω να καθορίσετε τον τύπο του δεσμού του!
