Μάθημα : Χημεία Προσανατολισμού - Κεφάλαιο 1 - Παρ.1.1 (Α' μέρος)

Στους Ιοντικούς Δεσμούς υπάρχουν διακριτά θετικά και αρνητικά ιόντα. Στους ομοιοπολικούς δεσμούς, όπως έχει αναφερθεί και στην Α' Λυκείου, μπορεί να παρατηρηθεί πόλωση (ύπαρξη θετικού και αρνητικού πόλου) και κατά συνέπεια παρουσία μερικών φορτίων. Έτσι οι ομοιοπολικοί δεσμοί διακρίνονται σε ΠΟΛΙΚΟΥΣ και ΜΗ ΠΟΛΙΚΟΥΣ, ανάλογα με το αν παρατηρείται ή όχι ανισοκατανομή του φορτίου στα μόριά τους.

Μη πολικοί ομοιοπολικοί: όταν ίδια άτομα μοιράζονται ηλεκτρόνια, τα έλκουν με την ίδια δύναμη και τα ηλεκτρόνια μοιράζονται εξίσου στα άτομα.

Πολικοί ομοιοπολικοί δεσμοί: όταν διαφορετικά άτομα μοιράζονται ηλεκτρόνια, τα ηλεκτρόνια βρίσκονται τον περισσότερο χρόνο στην πλευρά του πιο ηλεκτραρνητικού ατόμου το οποίο τα έλκει ισχυρότερα. Αυτό έχει σαν αποτέλεσμα στις δυο πλευρές του δεσμού να εμφανίζονται μερικά φορτία (όχι πλήρη) και ο δεσμός να είναι πολωμένος (να έχει θετικό και αρνητικό πόλο).

Υπενθύμιση: Ηλεκτραρνητικότητα

Το μέτρο της ισχύος με την οποία έλκει ένα άτομο ηλεκτρόνια στην περιοχή του. Τα σημαντικότερα στοιχεία κατά σειρά ηλεκτραρνητικότητας από το ισχυρότερο στο ασθενέστερο:             F > O > N > Cl > Br > I > .... > C > H

H ηλεκτραρνητικότητα αυξάνεται όσο προχωράμε προς τα πάνω και προς τα δεξιά στον Περιοδικό Πίνακα.

Παρατήρηση: Στην πραγματικότητα οι χημικοί δεσμοί δεν είναι 100% ιοντικοί ή 100% ομοιοπολικοί αλλά κάτι ανάμεσα στα δυο. Η ύπαρξη πολικότητας π.χ. στον ομοιοπολικό δεσμό υποδηλώνει ιοντικό χαρακτήρα δεσμό. Και αντίθετα υπάρχουν ενώσεις που ενώ θα περιμέναμε να είναι ιοντικές, ο χαρακτήρας του δεσμού τους είναι ομοιοπολικός (π.χ. BeF₂).