قطبیت مولکول اسید کلریدریک و الکترونگاتیوی

مقدمه

اسید هیدروکلریک (HCl) یک ماده شیمیایی شناخته‌ شده است که نمونه‌ ای کلاسیک از ظهور قطبیت مولکولی محسوب می‌ شود. این مولکول ساده‌ ی دواتمی از هیدروژن و کلر تشکیل شده و اختلافی که در میزان کشش هر اتم بر الکترون‌ های مشترک وجود دارد باعث توزیع نابرابر بار الکتریکی در آن می‌ شود. مفهوم قطبیت همین جدایش بار الکتریکی در سراسر یک مولکول را توصیف می‌ کند و مستقیماً ناشی از اختلاف الکترونگاتیویته بین اتم‌ های پیوندی است. در مولکول HCl، کلر الکترون‌ ها را بسیار قوی‌ تر از هیدروژن به سوی خود می‌ کشد و در نتیجه این مولکول قطبی شده و انتهای کلر آن دارای بار جزئی منفی و انتهای هیدروژن دارای بار جزئی مثبت می‌ شود. قطبیت و الکترونگاتیویته از مفاهیم بنیادی در شیمی است که بر ویژگی‌ هایی مانند حلالیت، نقطه‌ ی جوش و قدرت اسیدی مواد تأثیر می‌ گذارد. در بسیاری از صنایع شیمیایی و آزمایشگاهی، شناخت دقیق رفتار قطبی مولکول‌ ها به‌ ویژه در مورد اسید هیدروکلریک برای انتخاب نوع ماده، غلظت مناسب و روش استفاده اهمیت زیادی دارد. همین موضوع سبب می‌ شود تصمیم‌ گیری درباره تأمین این ماده در بخش‌ هایی مانند خرید اسید کلریدریک ارومیه بر پایه‌ ی آگاهی علمی از ساختار و قطبیت این مولکول انجام شود تا کیفیت، خلوص و عملکرد مطلوب آن در فرایندهای صنعتی یا آزمایشگاهی تضمین گردد. این مقاله به بررسی قطبیت مولکول اسید هیدروکلریک و نقش الکترونگاتیویته می‌ پردازد و با دیدی جامع توضیح می‌ دهد که چرا مولکول HCl قطبی است و چگونه تفاوت الکترونگاتیویته به‌ طور کلی بر پیوندهای شیمیایی اثر دارد.

درک قطبیت مولکولی

قطبیت مولکولی به توزیع نابرابر بار الکتریکی در یک مولکول گفته می شود. زمانی که اتم های یک مولکول به دلیل اختلاف در تمایلشان به الکترون ها (الکترونگاتیویته)، الکترون های مشترک را به طور نامساوی به اشتراک می گذارند، پیوند قطبی شکل می گیرد و روی هر سر پیوند بارهای جزئی ایجاد می شود. اتمی که الکترون ها را قوی تر جذب می کند دارای بار منفی جزئی (δ⁻) می گردد، در حالی که اتم دیگر اندکی مثبت (δ⁺) می شود. اگر یک مولکول دست کم یک پیوند قطبی داشته باشد و هندسه ی مولکولی آن طوری نباشد که قطبیت پیوند را خنثی کند، کل آن مولکول قطبی به حساب می آید. چنین مولکول های قطبی دارای گشتاور دوقطبی قابل اندازه گیری هستند که کمیتی برداری است و بزرگی و جهت جدایش بار را نشان می دهد. در مقابل اگر الکترون ها به طور برابر به اشتراک گذاشته شوند یا اگر پیوندهای قطبی به صورت متقارن در ساختار مولکول قرار گرفته باشند، ممکن است مولکول در مجموع غیرقطبی باشد. درک قطبیت مولکولی مهم است زیرا قطبیت یک مولکول بر نحوه ی تعامل آن با میدان های الکتریکی، جهت گیری در کنار مولکول های دیگر و چگونگی حل شدن آن در حلال ها تأثیر می گذارد. در زمینه‌ ی تحلیل دقیق مولکول‌ های دوقطبی، بررسی ساختار پیوندی و شکل مولکولی اسید کلریدریک نمونه‌ ای روشن از این مفهوم است؛ زیرا اختلاف الکترونگاتیویته‌ ی زیاد بین هیدروژن و کلر موجب ایجاد پیوندی قویاً قطبی می‌ شود و این مولکول را به یکی از مثال‌ های کلاسیک قطبیت تبدیل می‌ کند. قطبیت نقش کلیدی در تعیین خواص فیزیکی و فعالیت شیمیایی مواد دارد و مطالعه آن در مورد HCl، درک عمیق‌ تری از رفتار مولکول‌ های قطبی ارائه می‌ دهد..

نقش الکترونگاتیویته در پیوندهای شیمیایی

مفهوم الکترونگاتیویته توضیح می دهد که چرا بعضی از اتم ها الکترون های مشترک در یک پیوند را قوی تر از بقیه به سوی خود می کشند. الکترونگاتیویته به صورت تمایل یک اتم به جذب الکترون های پیوندی به سمت خود در هنگام تشکیل پیوند با اتم دیگر تعریف می شود. برای هر عنصر مقداری به عنوان الکترونگاتیویته (معمولاً در مقیاس پاولینگ) تعیین شده است که به شیمیدانان امکان می دهد توان جذب الکترون توسط آن اتم را نسبت به سایر عناصر به طور کمّی مقایسه کنند. فلوئور با ارزشی حدود 4.0 الکترونگاتیوترین عنصر است، در حالی که عناصری مانند سزیم یا فرانسیوم دارای مقادیر بسیار پایینی (حدود 0.7) هستند. به طور کلی نافلزات الکترونگاتیویته بالاتری نسبت به فلزات دارند. در یک پیوند شیمیایی، اگر دو اتم الکترونگاتیویته های متفاوتی داشته باشند، الکترون های پیوندی به طور برابر بین آن ها تقسیم نمی شوند. اتمی که الکترونگاتیویته بالاتری دارد ابر الکترونی پیوند را بیشتر به سمت خود می کشد و دارای بار منفی جزئی می شود، در حالی که اتم با الکترونگاتیویته کمتر بار مثبت جزئی می گیرد. هرچه اختلاف الکترونگاتیویته بین دو اتم بیشتر باشد، توزیع الکترون نابرابرتر و پیوند قطبی تر خواهد بود. در موارد حدی که این اختلاف بسیار زیاد باشد، یک اتم ممکن است عملاً الکترون پیوندی را به طور کامل از اتم دیگر بگیرد و یک پیوند یونی شکل بگیرد. بنابراین اختلاف الکترونگاتیویته مبنای پیوستاری را تشکیل می دهد که از اشتراک کاملاً برابر در پیوندهای کووالانسی غیرقطبی شروع شده و به اشتراک نابرابر در پیوندهای کووالانسی قطبی و نهایتاً به جدایش کامل بار در پیوندهای یونی ختم می شود.

الکترونگاتیویته هیدروژن و کلر

هیدروژن و کلر از نظر الکترونگاتیویته تفاوت چشمگیری دارند که مستقیماً قطبیت پیوند H–Cl را توضیح می دهد. در مقیاس پاولینگ، الکترونگاتیویته هیدروژن حدود 2.2 است در حالی که الکترونگاتیویته کلر در حدود 3.2 می باشد. این بدان معناست که تمایل کلر به جذب الکترون ها به مراتب بیشتر از هیدروژن است. در پیوند H–Cl، الکترونگاتیویته بالاتر کلر الکترون های مشترک را به سمت خود می کشد. در نتیجه اتم کلر بار منفی جزئی (Clδ⁻) پیدا می کند و اتم هیدروژن دارای بار مثبت جزئی (Hδ⁺) می شود. اختلاف الکترونگاتیویته بین H و Cl تقریباً 0.9 تا 1.0 است. این اختلاف به قدری نیست که پیوند را یونی کند، اما به اندازه ای هست که پیوند را به وضوح کووالانسی قطبی نماید. در واقع، در میان پیوندهای یگانه رایج هیدروژن با عناصر دیگر، پیوند H–Cl بسیار قطبی محسوب می شود اگرچه به اندازه پیوند H–F قطبی نیست. الکترونگاتیویته کلر در میان هالوژن ها بعد از فلوئور در رتبه دوم قرار دارد، بنابراین هرگاه هیدروژن به کلر متصل باشد، پیوند حاصل ذاتاً قطبیت قابل توجهی خواهد داشت و هیدروژن انتهای فقیر الکترون (مثبت) پیوند خواهد بود.

چرا مولکول HCl قطبی است

مولکول HCl قطبیت قابل توجهی دارند زیرا از دو اتم غیرهمگون با الکترونگاتیویته نابرابر تشکیل شده است. جاذبه قوی تر کلر بر الکترون ها به آن بار منفی جزئی می دهد، در حالی که هیدروژن اندکی مثبت می شود. از آنجا که HCl فقط یک پیوند قطبی دارد، کل مولکول قطبی است؛ به عبارت دیگر، برخلاف مولکول هایی که چند پیوند دارند، در HCl هیچ آرایشی وجود ندارد که قطبیت را خنثی کند. در نمایش ساختاری، قطبیت HCl را می توان با پیکانی نشان داد که از اتم هیدروژن (قطب مثبت) به سوی اتم کلر (قطب منفی) رسم می شود، یا با نوشتن H⁺–Cl⁻ که بیانگر بارهای جزئی است. این دوقطبی به طور دائمی در هر مولکول HCl وجود دارد و سبب می شود هیدروژن کلرید یک مولکول قطبی به شمار رود. هنگامی که این مولکول در معرض میدان الکتریکی خارجی یا در کنار مولکول های قطبی دیگر قرار می گیرد، مولکول های HCl طوری جهت گیری می کنند که سمت مثبت (هیدروژن) به سوی بار منفی و سمت منفی (کلر) به سوی بار مثبت قرار گیرد. قطبیت مولکول HCl بسیاری از ویژگی های آن را توضیح می دهد، مثلاً برهمکنش شدید آن با حلال های قطبی مانند آب.

قطبیت HCl در برابر مولکول های غیرقطبی

در مقابل مولکول های قطبی مانند HCl، مولکول های غیرقطبی هیچ جدایش دائمی بار در ساختار خود ندارند. برای مثال، گاز هیدروژن (H₂) و گاز کلر (Cl₂) از دو اتم یکسان تشکیل شده اند. در مولکول H₂، هر دو اتم هیدروژن دارای الکترونگاتیویته یکسان هستند، بنابراین الکترون ها را به طور مساوی به اشتراک می گذارند و هیچ بار جزئی ایجاد نمی شود. به همین ترتیب در Cl₂، دو اتم کلر با قدرت یکسانی الکترون های پیوندی را جذب می کنند و توزیع الکترون کاملاً یکنواخت است و هیچ گشتاور دوقطبی شکل نمی گیرد. این مولکول های دو اتمی غیرقطبی اند زیرا اختلاف الکترونگاتیویته بین اتم های پیوندی صفر است. بنابراین مولکول H₂ یا Cl₂ نه سمت مثبت و نه سمت منفی دارد، این مولکول ها در میدان الکتریکی جهت گیری نمی کنند و جذب قوی با مولکول های قطبی ندارند. مولکول های غیرقطبی تنها از طریق نیروی نسبتاً ضعیف لاندن (دوقطبی های لحظه ای القایی) با یکدیگر برهمکنش می کنند، در حالی که مولکول های قطبی مانند HCl می توانند درگیر جاذبه های دوقطبی-دوقطبی قوی تری شوند. این تفاوت در نیروهای بین مولکولی توضیح می دهد که چرا مثلاً گاز کلر (Cl₂) و گاز هیدروژن در آب (یک حلال قطبی) بسیار کم حل می شوند، در حالی که هیدروژن کلرید (HCl) به دلیل قطبیتش به راحتی در آب حل می گردد.

پیوند کووالانسی قطبی در برابر ویژگی یونی در HCl

HCl یک ترکیب کووالانسی قطبی است، نه یونی، اما اختلاف الکترونگاتیویته بین هیدروژن و کلر به قدری زیاد است که باعث برخی خصلت یونی در پیوند می‌شوند. در یک پیوند یونی، یک اتم عملاً کنترل کامل الکترون های پیوند را در دست می گیرد مانند کلرید سدیم، Na⁺Cl⁻، که در آن سدیم و کلر به صورت یون های جداگانه وجود دارند. در HCl، الکترون ها به طور کامل منتقل نمی شوند؛ بلکه به طور نابرابر به اشتراک گذاشته شده اند. می توان گفت این پیوند هم خصلت کووالانسی و هم یونی دارد، که البته جنبه کووالانسی غالب است. شیمیدانان گاهی میزان این امر را با محاسبه درصد خصلت یونی پیوند بر اساس گشتاور دوقطبی اندازه گیری شده تعیین می کنند. برای HCl مشخص شده است که پیوند آن حدود 15–20٪ خصلت یونی دارد؛ یعنی با آنکه عمدتاً یک پیوند کووالانسی است، بخشی از چگالی الکترونی آن آنقدر به سمت کلر جابجا شده که تقریباً معادل یک پنجم جدایش کامل بار است. این ماهیت یونی جزئی دلیل قطبی بودن شدید پیوند H–Cl است. با این وجود HCl در حالت خالص خود (به ویژه در فاز گاز) همچنان به صورت مولکول های مجزا باقی می ماند و شبکه بلوری یونی تشکیل نمی دهد؛ قطبیت آن صرفاً نشان دهنده اشتراک شدیداً نابرابر الکترون ها است نه انتقال کامل آن ها.

گشتاور دوقطبی مولکول HCl

تجربیات آزمایشگاهی قطبی بودن مولکول HCl را با اندازه گیری گشتاور دوقطبی آن تأیید می کنند. مولکول HCl گشتاور دوقطبی در حدود 1.08 دبی نشان می دهند (در فاز گاز). دبی (D) یکای گشتاور دوقطبی است و هر 1 D برابر با تقریباً 3.34×10⁻³⁰ کولن-متر است. این مقدار 1.08 D برای HCl مستقیماً میزانی از نابرابری در تقسیم الکترون ها بین هیدروژن و کلر را نشان می دهد. اگر پیوند HCl صد درصد یونی بود یعنی یک الکترون کامل به طور جداگانه بر روی کلر و هیدروژن قرار می گرفت گشتاور دوقطبی آن بسیار بزرگتر می شد (در حدود 6 تا 7 دبی برای فاصله پیوند مورد نظر). این واقعیت که دوقطبی مشاهده شده تنها حدود یک ششم مقدار نظری حداکثری است نشان می دهد که پیوند H–Cl عمدتاً کووالانسی است و دارای بارهای جزئی به جای بار کامل می باشد. در مقایسه با سایر هیدروژن هالیدها، گشتاور دوقطبی HCl متوسط است: این مقدار بیشتر از HBr و HI (که اختلاف الکترونگاتیویته پایین تری دارند) می باشد اما کمتر از HF (که بالاترین اختلاف الکترونگاتیویته را دارد) است. اندازه گیری گشتاور دوقطبی تأیید می کند که HCl قطبیت قابل توجهی دارد اما نوع پیوند آن یونی نیست.

تأثیر قطبیت مولکولی بر ویژگی های HCl

قطبیت مولکولی مستقیماً بر ویژگی های فیزیکی و شیمیایی مواد تأثیر می گذارد و HCl نیز از این قاعده مستثنی نیست. چون HCl یک مولکول قطبی است، میان مولکول های آن نیروهای بین مولکولی دوقطبی-دوقطبی برقرار می شود. این نیروها از نیروهای پخش (لاندن) بین مولکول های غیرقطبی هم اندازه قوی تر هستند. به همین دلیل هیدروژن کلرید نقطه جوش بالاتری نسبت به مولکول های غیرقطبی با جرم مولی مشابه دارد. برای مثال، HCl (جرم مولی ~36.5) در حدود °85- می جوشد، در حالی که فلوئور غیرقطبی F₂ با جرم مولی ~38 در نزدیک °188- در فشار اتمسفر به جوش می آید. قطبیت HCl همچنین آن را در حلال های قطبی مانند آب بسیار محلول می سازد. وقتی گاز HCl با آب تماس پیدا می کند، جاذبه های قوی بین دوقطبی های HCl و مولکول های قطبی آب باعث می شود HCl به سرعت حل شود. به همین دلیل هیدروژن کلرید در هوای مرطوب دود می کند این گاز به سرعت بخار آب هوا را جذب کرده و قطرات اسید هیدروکلریک تشکیل می دهد. در مقابل، گازهای غیرقطبی مانند O₂ یا N₂ در آب (حلال قطبی) خوب حل نمی شوند زیرا نمی توانند برهمکنش مطلوبی با قطبیت آب داشته باشند. ماهیت قطبی HCl بر واکنش پذیری آن نیز اثر می گذارد، زیرا بار مثبت جزئی روی هیدروژن آن را در برابر حمله بازها آسیب پذیر می کند و بار منفی جزئی روی کلر می تواند با گونه های مثبت برهمکنش داشته باشد. در کل بسیاری از خصوصیات متمایز HCl (از نقطه جوش آن گرفته تا رفتار آن در آب) ریشه در وجود پیوند کووالانسی قطبی و دوقطبی حاصل در این مولکول دارد.

قدرت نسبی قطبیت در هیدروژن هالیدها

مقایسه قطبیت: هیدروژن هالیدها و مولکول های دیگر

هالیدهای هیدروژن که HF، HCl، HBr و HI را شامل می شوند نمونه های بسیار مناسبی برای مقایسه قطبیت مولکولی به شمار می آیند. همه این ترکیبات مولکول های دواتمی خطی هستند که در آن ها هیدروژن با یک هالوژن پیوند دارد، اما میزان قطبیت پیوند در آن ها بر اساس الکترونگاتیویته هالوژن تفاوت می کند. فلوئور الکترونگاتیوترین عنصر است، بنابراین HF با اختلاف الکترونگاتیویته حدود 1.78، قطبی ترین پیوند را در این گروه دارد. کلر کمی کم الکترونگاتیوتر است و برای HCl اختلاف الکترونگاتیویته متوسطی (~0.96) ایجاد می کند که منجر به قطبیت قوی اما کمتر از HF می شود. در مراتب پایین تر گروه، برم و ید الکترونگاتیویته کمتری دارند و در نتیجه HBr (ΔEN ~0.76) و HI (ΔEN ~0.46) دارای قطبیت پیوند ضعیف تری هستند. این روند در اندازه گیری های گشتاور دوقطبی آن ها نیز دیده می شود: HF بالاترین گشتاور دوقطبی (~1.8 D) را دارد، دوقطبی HCl حدود 1.1 D، HBr حدود 0.8 D و HI حدود 0.4 D است. به بیان دیگر پیوند H–F از نظر درصد خصلت یونی به مراتب بالاتر از H–Cl، H–Br یا H–I است؛ پیوندهای اخیر به ترتیب حدود 17٪، 12٪ و 6٪ خصلت یونی دارند. به عنوان مرجع یک پیوند کاملاً کووالانسی بین اتم های یکسان (با اختلاف الکترونگاتیویته صفر) هیچ قطبیتی ندارد. هیدروژن (H₂) و کلر (Cl₂) نمونه هایی از مولکول های دواتمی غیرقطبی هستند – هر یک از دو اتم یکسان تشکیل شده و الکترون ها به طور مساوی تقسیم شده اند، بنابراین گشتاور دوقطبی آن ها 0 D است. از سوی دیگر، ممکن است یک مولکول علیرغم داشتن پیوندهای قطبی، در مجموع غیرقطبی باشد اگر هندسه مولکولی آن باعث شود دوقطبی پیوندها همدیگر را خنثی کنند. دی اکسید کربن (CO₂) نمونه بارزی است: این مولکول دارای پیوندهای قطبی C=O است (ΔEN ~0.89)، اما چون مولکول خطی و متقارن است، دو دوقطبی پیوند یکدیگر را خنثی می کنند و CO₂ در کل مولکولی غیرقطبی است. در مقابل، آب (H₂O) دارای پیوندهای قطبی O–H (ΔEN ~1.24) و شکل خمیده است، بنابراین دوقطبی پیوندهای آن حذف نمی شوند و آب دارای گشتاور دوقطبی خالص (~1.85 D) است و یک مولکول به شدت قطبی می باشد. جدول زیر الکترونگاتیویته ها، اختلاف ها و گشتاورهای دوقطبی چند مولکول را برای تاکید بر این مقایسه ها خلاصه می کند.

مولکول	الکترونگاتیویته (اتم 1)	الکترونگاتیویته (اتم 2)	اختلاف الکترونگاتیویته	گشتاور دوقطبی (D)
H₂	2.2 (H)	2.2 (H)	0.0	0.0
Cl₂	3.2 (Cl)	3.2 (Cl)	0.0	0.0
HF	2.2 (H)	4.0 (F)	1.8	~1.8
HCl	2.2 (H)	3.2 (Cl)	0.9	~1.1
HBr	2.2 (H)	3.0 (Br)	0.8	~0.8
HI	2.2 (H)	2.7 (I)	0.5	~0.4
H₂O	2.2 (H)	3.4 (O)	1.2	~1.9
CO₂	2.6 (C)	3.4 (O)	0.9	0.0

مقیاس ها و مقادیر الکترونگاتیویته

الکترونگاتیویته بر اساس یک مقیاس نسبی اندازه گیری می شود و در طول سال ها شیمیدانان چندین مقیاس مختلف برای آن ابداع کرده اند. مشهورترین آن ها مقیاس پاولینگ است که توسط لینوس پاولینگ در سال 1932 معرفی شد. پاولینگ الکترونگاتیویته را بر حسب انرژی پیوند تعریف کرد اساساً بر مبنای میزان پایداری اضافی یک پیوند بین دو اتم متفاوت مثل پیوند H–Cl نسبت به میانگین انرژی پیوندهای همان اتم ها با یکدیگر H–H و Cl–Cl. با این روش او به هیدروژن الکترونگاتیویته ای حدود 2.1 و به کلر حدود 3.0 اختصاص داد (به طوری که فلوئور را به عنوان بیشترین مقدار 4.0 در نظر گرفت). منابع امروزی مقادیر دقیق تری ارائه می دهند مثلاً H ~2.20 و Cl ~3.16 همان طور که در بالا استفاده شد اما اساس این مقیاس تقریباً بدون تغییر مانده است. همچنین مقیاس های دیگری نیز برای الکترونگاتیویته وجود دارند: مقیاس مولیکن الکترونگاتیویته را از میانگین انرژی یونش و الکترون خواهی یک اتم محاسبه می کند و مقیاس آلرد-روخو الکترونگاتیویته را به بار موثر هسته و شعاع اتمی مرتبط می سازد. اگرچه مقادیر عددی در این مقیاس ها اندکی با هم تفاوت دارند، اما همگی عناصر را تقریباً به یک ترتیب رتبه بندی می کنند. برای مثال همه مقیاس ها متفق اند که فلوئور الکترونگاتیوترین عنصر است و اکسیژن، کلر و نیتروژن نیز بسیار بالا هستند، در حالی که فلزاتی مانند سزیم یا فرانسیوم بسیار پایین اند. این مقیاس ها راهی کمّی در اختیار ما می گذارند تا بتوانیم قدرت جذب الکترون عناصر را مقایسه کرده و قطبیت پیوندها را در سراسر جدول تناوبی پیش بینی کنیم.

اختلاف الکترونگاتیویته و مرزهای نوع پیوند

در کتاب های درسی شیمی اغلب برای پیش بینی نوع پیوند از مرزهای تقریبی بر اساس اختلاف الکترونگاتیویته استفاده می شود. اگر اختلاف الکترونگاتیویته بین دو اتم بسیار اندک باشد (معمولاً کمتر از ~0.4 در مقیاس پاولینگ)، پیوند به عنوان کووالانسی غیرقطبی شناخته می شود الکترون های پیوندی تقریباً به طور برابر به اشتراک گذاشته می شوند. نمونه ای از این حالت پیوند H–H (ΔEN = 0) یا پیوند C–H (ΔEN ≈ 0.35) است که عملاً غیرقطبی تلقی می شوند. اگر اختلاف الکترونگاتیویته متوسط باشد (حدود 0.4 تا 1.7)، پیوند قطبیده و کووالانسی طبقه بندی می شود. در این محدوده یک اتم الکترون ها را قوی تر جذب می کند اما نه آنقدر که کاملاً آن ها را تصاحب کند؛ در نتیجه بارهای جزئی شکل می گیرند. پیوند H–Cl (ΔEN ≈ 0.96) در این دسته قرار می گیرد، همانند پیوندهای O–H در آب (ΔEN ≈ 1.24). هنگامی که این اختلاف از حدود 1.7 تا 2.0 فراتر رود، پیوند عمدتاً ماهیت یونی پیدا می کند. در چنین مواردی، یک اتم آنقدر بیش از دیگری الکترونگاتیو است که عملاً الکترونی از اتم دیگر می گیرد و یون های مخالف بار مانند نمک NaCl با ΔEN ≈ 2.1 تشکیل می شوند. توجه به این نکته مهم است که این مرزها مطلق نیستند گذار از کووالانسی به یونی به تدریج رخ می دهد. بعضی پیوندها، مانند پیوند در HCl یا HF، حد میانی به حساب می آیند: این پیوندها کووالانسی هستند اما دارای قطبیت قابل ملاحظه (گاهی به صورت درصدی از خصلت یونی توصیف می شوند). با این حال، اختلاف الکترونگاتیویته یک راهنمای مفید فراهم می کند تا تشخیص دهیم یک پیوند در مجموع غیرقطبی، کووالانسی قطبی یا متمایل به یونی خواهد بود.

قطبیت HCl در محلول آبی

وقتی هیدروژن کلرید در آب حل می شود، قطبیت آن جدایش کامل مولکول به یون ها را تسهیل می کند. در محلول آبی، HCl رفتار یک اسید قوی را دارد: پیوند H–Cl شکسته می شود، هیدروژن به یک مولکول آب منتقل می شود و یون هیدرونیوم (H₃O⁺) را تشکیل می دهد، در حالی که کلر تبدیل به یون کلرید (Cl⁻) می شود. قطبیت مولکول HCl عامل کلیدی این فرایند است. از آنجا که پیوند HCl پیشاپیش یک دوقطبی قوی (Hδ⁺–Clδ⁻) داشت، مولکول های قطبی آب می توانند دو انتهای آن را بیشتر پایدار کرده و جدا کنند. هیدروژن که دارای بار مثبت جزئی است به شدت به اکسیژنِ (با بار منفی جزئی) مولکول های آب جذب می شود و کلر با بار منفی جزئی نیز توسط هیدروژن های دارای قطب مثبت در آب پایدار می گردد. در واقع، مولکول قطبی HCl تحت اثر برهمکنش با تعداد زیادی مولکول آب اطرافش به اجزای باردار خود پاره می شود. به همین دلیل اسید هیدروکلریک HCl در آب اسیدی قوی است در محلول تقریباً به طور کامل به یون های آزاد H₃O⁺ و Cl⁻ تبدیل می شود. در مقابل، پیوندی با قطبیت کمتر یا مولکولی با قطبیت پایین ممکن است به این کاملی تفکیک نشود. برای مثال، اسید هیدروفلوئوریک (HF) علی رغم داشتن پیوند H–F بسیار قطبی، در آب به طور کامل یونیزه نمی شود HF اسیدی ضعیف است زیرا پیوند H–F به دلیل کوتاه بودن طول پیوند و ایجاد پیوند هیدروژنی بسیار محکم است. در HCl، ترکیب یک پیوند نسبتاً قطبی و نه چندان مستحکم باعث می شود آب بتواند آن را به راحتی بشکند. بنابراین، قطبیت HCl اساس رفتار آن به عنوان یک اسید قوی در محلول آبی است.

روندهای الکترونگاتیویته در جدول تناوبی

الکترونگاتیویته در جدول تناوبی روندهای مشخصی را دنبال می کند. در طول یک دوره (ردیف) از چپ به راست، الکترونگاتیویته معمولاً افزایش می یابد. دلیل آن این است که اتم ها پروتون های بیشتری به دست می آورند (بار هسته ای آن ها بیشتر می شود) بدون آنکه افزایش زیادی در پوشش الکترونی رخ دهد، در نتیجه تمایل بیشتری به جذب الکترون های پیوندی پیدا می کنند. به همین خاطر عناصر سمت راست هر دوره (نافلزهایی مانند اکسیژن، فلوئور، کلر) الکترونگاتیویته بالاتری نسبت به عناصر سمت چپ دوره (فلزاتی مانند سدیم یا منیزیم) دارند. بر عکس، با حرکت به پایین یک گروه (ستون)، الکترونگاتیویته کاهش می یابد. اندازه اتم ها بزرگتر می شود و لایه های الکترونی بیشتری اضافه می گردد، بنابراین الکترون های والانس دورتر از هسته قرار می گیرند و پدیده پوششی بیشتر است؛ در نتیجه توان اتم در کشیدن الکترون های مشترک کاهش می یابد. بدین ترتیب، در گروه هالوژن ها فلوئور (در بالا) الکترونگاتیوترین است، سپس کلر، بعد برم و نهایتاً ید مقادیر کمتری دارند. این روندهای تناوبی توضیح می دهند که چرا کلر که بالاتر از برم و ید قرار دارد الکترونگاتیویته بیشتری دارد و با هیدروژن پیوند قطبی تری نسبت به HBr یا HI تشکیل می دهد. هیدروژن عنصری یگانه است: اگرچه در گروه 1 قرار گرفته اما نافلز است و الکترونگاتیویته آن (~2.2) از همه فلزات قلیایی بیشتر است. مقدار الکترونگاتیویته هیدروژن به الکترونگاتیویته کربن (~2.5) نزدیک تر است. به همین دلیل، هیدروژن می تواند در پیوند با عناصر به شدت الکترونگاتیو مانند در HCl یا H₂O به عنوان جزء مثبت (کم الکترونگاتیوتر) عمل کند اما در ترکیب با فلزات مانند NaH خود به عنوان اتم الکترونگاتیوتر رفتار کرده و یون H⁻ تشکیل می دهد. آگاهی از این روندهای تناوبی به شیمیدانان امکان می دهد قطبیت پیوندها را پیش بینی کنند: به طور کلی هر چه دو عنصر بر اساس این روندها فاصله بیشتری از هم داشته باشند (یکی در بالا-راست و دیگری در پایین-چپ جدول)، پیوندشان قطبی تر (یا حتی یونی تر) خواهد بود.