Περιεχόμενο
- TL · DR (Πολύ μακρύ;
- Ορισμός ηλεκτραρνητικότητας
- Ηλεκτροαρνησία και πολικότητα
- Μη-πολικά μόρια μπορούν να συνδυαστούν για να σχηματίσουν πολικές
Τα άτομα σχηματίζουν δύο τύπους δεσμών: ιοντικοί και ομοιοπολικοί. Οι ιωνικοί δεσμοί, οι οποίοι είναι κοινές μεταξύ των στοιχείων της ομάδας 1 του περιοδικού πίνακα (μέταλλα) και εκείνων της ομάδας 17 (αλογόνα), συμβαίνουν όταν ένα άτομο χάνει ένα ηλεκτρόνιο και ένα άλλο άτομο το αποκτά. Και τα δύο άτομα γίνονται φορτισμένα ιόντα και προσελκύουν το ένα το άλλο ηλεκτροστατικά. Οι ομοιοπολικοί δεσμοί εμφανίζονται όταν τα άτομα μοιράζονται τα ζεύγη ηλεκτρονίων. Αυτοί οι δεσμοί μπορεί να είναι πολικοί ή μη πολικοί, και αυτό κάνει τη διαφορά. Τα πολικά μόρια είναι ηλεκτρικά ουδέτερα, αλλά οργανώνονται με τέτοιο τρόπο ώστε να δίνουν στο μόριο μια καθαρή διαφορά φορτίου μεταξύ του ενός άκρου και του άλλου. Θα διαλύονται στο νερό σε διάφορους βαθμούς, επειδή το μόριο του νερού είναι πολικό, ενώ τα μη πολικά μόρια θα συνηθίσουν.
TL · DR (Πολύ μακρύ;
Η σχετική ηλεκτροαρνητικότητα των ατόμων που σχηματίζουν ένα μόριο είναι ο πρωταρχικός προσδιοριστής του κατά πόσο το μόριο είναι πολικό ή όχι.
Ορισμός ηλεκτραρνητικότητας
Ο αμερικανικός χημικός Linus Pauling ήταν ο πρώτος που περιγράφει το φαινόμενο της ηλεκτροαρνητικότητας, το οποίο ορίζει ως «τη δύναμη ενός ατόμου σε ένα μόριο για να προσελκύσει ηλεκτρόνια στον εαυτό του». Δημιούργησε μια αδιάστατη μονάδα καθορισμένη από τον ατομικό αριθμό του εν λόγω στοιχείου και την απόσταση των ηλεκτρονίων σθένους από τον πυρήνα. Έπειτα, δημιούργησε μια κλίμακα ορίζοντας την ηλεκτροαρνητικότητα του φθορίου (F), το πιο ηλεκτροαρνητικό στοιχείο, ως 4.0 και υπολογίζοντας τις σχετικές ηλεκτροαρνησίες για τα άλλα στοιχεία.
Μετά την ανάθεση σε κάθε στοιχείο μιας αξίας, ο Pauling παρατήρησε δύο τάσεις. Η ηλεκτροαρνησία αυξάνεται από αριστερά προς τα δεξιά στον περιοδικό πίνακα και επίσης αυξάνεται από κάτω προς τα πάνω σε κάθε ομάδα. Σύμφωνα με αυτή την τάση, το Francium (Fr), στο κάτω μέρος της ομάδας 1, είναι το στοιχείο με τη λιγότερη ηλεκτροαρνητικότητα. Έχει τιμή 0,7 σε σύγκριση με τη μέγιστη τιμή 4,0 που έχει αποδοθεί σε φθόριο.
Ηλεκτροαρνησία και πολικότητα
Η διαφορά στην ηλεκτροαρνητικότητα μεταξύ των ατόμων παρέχει ένα γενικό τρόπο για να πει τι είδους μόριο θα σχηματίσουν. Μία διαφορά μεγαλύτερη από 2,0 υποδεικνύει έναν ιοντικό δεσμό, ενώ μια διαφορά μικρότερη από 0,5 δηλώνει έναν μη πολικό ομοιοπολικό δεσμό. Μία διαφορά μεταξύ 0,5 και 2,0 υποδεικνύει έναν πολικό ομοιοπολικό δεσμό. Ορισμένοι περιοδικοί πίνακες εμφανίζουν τιμές ηλεκτροναυτιμότητας, αλλά μπορείτε επίσης να βρείτε γραφήματα που απαριθμούν μόνο την ηλεκτροαρνητικότητα.
Παράδειγμα: Το υδρογόνο (Η) έχει ηλεκτραρνητικότητα 2,1, ενώ το οξυγόνο (Ο) είναι 3,5. Η διαφορά είναι 1,4, η οποία δείχνει ότι το μόριο του νερού είναι πολικό.
Μη-πολικά μόρια μπορούν να συνδυαστούν για να σχηματίσουν πολικές
Η μοριακή πολικότητα εξαρτάται επίσης από τη συμμετρία. Μπορείτε να πείτε ότι το μόριο του νερού είναι πολικό λόγω της διαφοράς στην ηλεκτροαρνητικότητα μεταξύ υδρογόνου και οξυγόνου, αλλά η ασύμμετρη διάταξη των υδρογόνων στο οξυγόνο συνεισφέρει επίσης στη διαφορά φορτίου μεταξύ των δύο πλευρών του μορίου.Γενικά, τα μεγάλα μόρια που περιέχουν μικρότερα πολικά μόρια είναι πολικές, αλλά εάν όλοι οι ατομικοί συνδυασμοί που περιλαμβάνουν ένα μόριο είναι μη πολικοί, το μεγάλο μόριο μπορεί να είναι ακόμα πολικό. Εξαρτάται από τις ρυθμίσεις των ατόμων γύρω από το κεντρικό, τα οποία μπορείτε να προβλέψετε χρησιμοποιώντας ένα διάγραμμα κουκίδων Lewis.