Elektronegativitu a Vazba Typu
dva idealizované extrémy chemických vazeb: (1) iontové vazby—ve kterém jeden nebo více elektrony jsou převedeny zcela z jednoho atomu do druhého, a vzniklé ionty jsou drženy pohromadě čistě elektrostatické síly—a (2) kovalentní vazby, v nichž jsou elektrony sdíleny rovnoměrně mezi dvěma atomy. Většina sloučenin, nicméně, mají polární kovalentní vazby, což znamená, že elektrony jsou sdíleny nerovnoměrně mezi vázané atomy. Elektronegativita určuje, jak jsou sdílené elektrony distribuovány mezi dvěma atomy v polární kovalentní vazbě. Čím silněji atom přitahuje elektrony ve svých vazbách, tím větší je jeho elektronegativita. Elektrony v polární kovalentní vazbě jsou posunuty směrem k elektronegativnějšímu atomu; tím pádem, elektronegativnější atom je atom s částečným záporným nábojem. Čím větší je rozdíl v elektronegativitě, tím polarizovanější je distribuce elektronů a čím větší jsou částečné náboje atomů. Připomeňme si, že malými písmeny řecké delta ( δ ) je použit k označení, že vázaný atom má parciální kladný náboj, označený δ+ , nebo částečný negativní náboj, označený δ− , a vazba mezi dvěma atomy, které mají částečné poplatků je polární vazba.
obrázek \(\PageIndex{3}\): Distribuce elektronů v nepolární kovalentní vazbě, polární kovalentní vazbě a iontové vazbě pomocí Lewisových elektronových struktur. Elektronově bohaté (záporně nabité) oblasti jsou zobrazeny modře; elektronově chudé (kladně nabité) oblasti jsou zobrazeny červeně.
zda je vazba iontová, nepolární kovalentní nebo polární kovalentní lze odhadnout výpočtem absolutní hodnoty rozdílu v elektronegativitě (ΔEN) dvou vázaných atomů. Pokud je rozdíl velmi malý nebo nulový, vazba je kovalentní a nepolární. Když je velká, vazba je polární kovalentní nebo iontová. Absolutní hodnoty elektronegativity rozdíly mezi atomy vazby H–H, H–Cl, a Na–Cl jsou 0 (nepolární), 0.9 (polární kovalentní), a 2.1 (iontové), resp. Míra, do jaké jsou elektrony sdíleny mezi atomy, se liší od zcela stejné (čisté kovalentní vazby)až po vůbec (iontové vazby). Obrázek 7.2.4 ukazuje vztah mezi rozdílem elektronegativity a typem vazby. Tato tabulka je však pouze obecným průvodcem, až na mnoho výjimek. Nejlepší průvodce kovalentní nebo iontové charakter dluhopisu, je, aby zvážila, typy atomů a jejich relativní polohy v periodické tabulce. Vazby mezi dvěma nekovy jsou obecně kovalentní; vazba mezi kovem a nekovem je často iontová.
Obrázek \(\PageIndex{4}\): Jako electronegativity rozdíl zvyšuje mezi dvěma atomy, pouto se stává více ionic.
některé sloučeniny obsahují kovalentní i iontové vazby. Atomy v polyatomických iontech, jako jsou OH -, NO3 – a NH4+, jsou drženy pohromadě polárními kovalentními vazbami. Tyto polyatomické ionty však tvoří iontové sloučeniny kombinací s ionty opačného náboje. Například dusičnan draselný, KNO3, obsahuje kation k+ a polyatomický No3-anion. To znamená, lepení v dusičnanu draselného je iontové, vyplývající z elektrostatické přitažlivosti mezi ionty K+ a NO3−, stejně jako kovalentní mezi dusíku a atomy kyslíku v NO3−.
Například \(\PageIndex{1}\): Elektronegativita a Dluhopisů Polarity,
Bond polarity hrát důležitou roli při určování struktury proteinů. Pomocí hodnot elektronegativity v tabulce A2 uspořádejte následující kovalentní vazby-všechny běžně nalezené v aminokyselinách-v pořadí zvyšující se polarity. Pak určit pozitivní a negativní atomy pomocí symbolů δ+ a δ–:
C–H, C–N, C–O, N–H, O–H, S–H:
Řešení
polaritu těchto dluhopisů zvyšuje jak absolutní hodnota elektronegativity rozdíl zvyšuje. Atom s označením δ je elektronegativnější z těchto dvou. Tabulka \(\PageIndex{1}\) ukazuje tyto vazby v pořadí zvyšující se polarity.