Ποια είναι η διαφορά μεταξύ ενός ιοντικού δεσμού ομοιοπολικού και πολικού δεσμού;
1. Ιωνικοί δεσμοί:
* σχηματισμός: Εμφανίζεται όταν ένα άτομο * εντελώς * μεταφέρει ένα ηλεκτρόνιο σε άλλο άτομο. Αυτή η μεταφορά δημιουργεί αντίθετα φορτισμένα ιόντα (κατιόντα και ανιόντα).
* Διαφορά ηλεκτροαρνητικότητας: Υψηλή διαφορά στην ηλεκτροαρνητικότητα μεταξύ των εμπλεκόμενων ατόμων. Αυτό σημαίνει ότι ένα άτομο έχει μια ισχυρή έλξη για τα ηλεκτρόνια, ενώ το άλλο έχει μια αδύναμη έλξη.
* Χαρακτηριστικά:
* Ισχυρή ηλεκτροστατική έλξη μεταξύ των ιόντων.
* Μορφές μεταξύ μετάλλων και μη μεταλλικών.
* Έχει ως αποτέλεσμα μια δομή κρυσταλλικού πλέγματος.
* Συχνά οδηγεί σε ενώσεις που είναι διαλυτές στο νερό.
* Παράδειγμα: Χλωριούχο νάτριο (NaCl)-Το νάτριο χάνει ένα ηλεκτρόνιο για να γίνει θετικό ιόν (Na+), ενώ το χλώριο κερδίζει ένα ηλεκτρόνιο για να γίνει αρνητικό ιόν (Cl-). Η ισχυρή έλξη μεταξύ αυτών των αντίθετα φορτισμένων ιόντων αποτελεί τον ιονικό δεσμό.
2. Ομοιοπολικοί δεσμοί:
* σχηματισμός: Εμφανίζεται όταν δύο άτομα * μοιράζονται τα ηλεκτρόνια για να επιτευχθεί μια σταθερή διαμόρφωση ηλεκτρονίων (γεμάτο εξωτερικό κέλυφος).
* Διαφορά ηλεκτροαρνητικότητας: Μικρή διαφορά στην ηλεκτροαρνητικότητα μεταξύ των εμπλεκόμενων ατόμων. Αυτό σημαίνει ότι και τα δύο άτομα έχουν σχετικά παρόμοια έλξη για τα ηλεκτρόνια.
* Χαρακτηριστικά:
* Τα άτομα μοιράζονται ηλεκτρόνια για να δημιουργήσουν ένα σταθερό μόριο.
* Μπορεί να είναι ανύπαντρη, διπλά ή τριπλά ομόλογα ανάλογα με τον αριθμό των κοινόχρηστων ηλεκτρονίων.
* Συχνά σχηματίζεται μεταξύ μη μεταλλικών.
* Παράδειγμα: WATER (H₂O) - Κάθε άτομο υδρογόνου μοιράζεται ένα ηλεκτρόνιο με το άτομο οξυγόνου, με αποτέλεσμα ένα σταθερό μόριο.
3. Πολικοί ομοιοπολικοί δεσμοί:
* σχηματισμός: Ένας ειδικός τύπος ομοιοπολικού δεσμού όπου τα ηλεκτρόνια είναι * άνισα * κοινά. Αυτό συμβαίνει επειδή ένα άτομο που εμπλέκεται έχει υψηλότερη ηλεκτροαρνητικότητα από το άλλο, τραβώντας τα κοινά ηλεκτρόνια πιο κοντά στον εαυτό του.
* Διαφορά ηλεκτροαρνητικότητας: Η ενδιάμεση διαφορά στην ηλεκτροαρνητικότητα μεταξύ των εμπλεκόμενων ατόμων.
* Χαρακτηριστικά:
* Δημιουργεί ένα μερικό θετικό φορτίο (δ+) στο άτομο με χαμηλότερη ηλεκτροαρνητικότητα και μερικό αρνητικό φορτίο (δ-) στο άτομο με υψηλότερη ηλεκτροαρνητικότητα.
* Αυτές οι μερικές χρεώσεις δημιουργούν μια διπολική στιγμή στο μόριο.
* Συχνά οδηγεί σε μόρια που είναι διαλυτά στο νερό.
* Παράδειγμα: Νερό (H₂O) - Το οξυγόνο είναι πιο ηλεκτροαρνητικό από το υδρογόνο, τραβώντας τα κοινόχρηστα ηλεκτρόνια πιο κοντά στον εαυτό του. Αυτό δημιουργεί ένα μερικό αρνητικό φορτίο στο άτομο οξυγόνου και μερική θετική φορτία στα άτομα υδρογόνου.
Περίληψη διαφορών βασικών:
| Χαρακτηριστικό | Ιωνικός δεσμός | Ομοιοπολικός δεσμός | Πολικός ομοιοπολικός δεσμός |
| ----------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------
| Μεταφορά ηλεκτρονίων | Πλήρης μεταφορά | Κοινή χρήση ηλεκτρονίων | Ανομοιόμορφη κοινή χρήση ηλεκτρονίων |
| Ηλεκτροαρολότητα | Υψηλή διαφορά | Μικρή διαφορά | Ενδιάμεση διαφορά |
| Διαχωρισμός φόρτισης | Πλήρεις χρεώσεις (ιόντα) Χωρίς διαχωρισμό φόρτισης | Μερικές χρεώσεις (Dipoles)
| Διαλυτότητα | Συχνά διαλυτό στο νερό | Συχνά αδιάλυτα στο νερό | Συχνά διαλυτό στο νερό |
Επιτρέψτε μου να ξέρω αν θα θέλατε να επεξεργαστώ σε οποιοδήποτε από αυτά τα σημεία!
