elektronegativitet og bindingstype
de to idealiserede ekstremer af kemisk binding: (1) ionbinding—hvor en eller flere elektroner overføres fuldstændigt fra et atom til et andet, og de resulterende ioner holdes sammen af rent elektrostatiske kræfter—og (2) kovalent binding, hvor elektroner deles ligeligt mellem to atomer. De fleste forbindelser har imidlertid polære kovalente bindinger, hvilket betyder, at elektroner deles ulige mellem de bundne atomer. Elektronegativitet bestemmer, hvordan de delte elektroner fordeles mellem de to atomer i en polær kovalent binding. Jo stærkere et atom tiltrækker elektronerne i dets bindinger, jo større er dets elektronegativitet. Elektroner i en polær kovalent binding forskydes mod det mere elektronegative atom; således er det mere elektronegative atom det med den delvise negative ladning. Jo større forskellen i elektronegativitet er, desto mere polariseret er elektronfordelingen, og jo større er atomernes delvise ladninger. Husk på, at en lille græsk delta ( kurr ) bruges til at indikere, at et bundet atom har en delvis positiv ladning , angivet med kurr+, eller en delvis negativ ladning , angivet med kurr−, og en binding mellem to atomer, der har delvise ladninger, er en polær binding.
figur \(\Sideindeks{3}\): Elektronfordeling i en ikke-polær kovalent binding, en polær kovalent binding og en ionbinding ved hjælp af Elektronstrukturer. Elektronrige (negativt ladede) regioner er vist i blåt; elektronfattige (positivt ladede) regioner er vist i rødt.
om en binding er ionisk, ikke-polær kovalent eller polær kovalent kan estimeres ved at beregne den absolutte værdi af forskellen i elektronegativitet (PURTEN) af to bundne atomer. Når forskellen er meget lille eller nul, er bindingen kovalent og ikke-polær. Når den er stor, er bindingen polær kovalent eller ionisk. De absolutte værdier af elektronegativitetsforskellene mellem atomerne i bindingerne H–H, H–Cl og Na–Cl er henholdsvis 0 (ikke-polær), 0,9 (polær kovalent) og 2,1 (ionisk). I hvilken grad elektroner deles mellem atomer varierer fra fuldstændig lige (ren kovalent binding) til slet ikke (ionisk binding). Figur 7.2.4 viser forholdet mellem elektronegativitetsforskel og bindingstype. Denne tabel er dog kun en generel vejledning med mange undtagelser. Den bedste guide til den kovalente eller ioniske karakter af en binding er at overveje de involverede atomer og deres relative positioner i det periodiske system. Bindinger mellem to ikke-metaller er generelt kovalente; binding mellem et metal og et ikke-metal er ofte ionisk.
figur \(\Sideindeks{4}\): Når elektronegativitetsforskellen stiger mellem to atomer, bliver bindingen mere ionisk.
nogle forbindelser indeholder både kovalente og ioniske bindinger. Atomerne i polyatomiske ioner, såsom OH–, NO3− og NH4+, holdes sammen af polære kovalente bindinger. Imidlertid danner disse polyatomiske ioner ioniske forbindelser ved at kombinere med ioner med modsat ladning. For eksempel indeholder kaliumnitrat, KNO3, k+ kationen og den polyatomiske NO3− anion. Binding i kaliumnitrat er således ionisk, som følge af den elektrostatiske tiltrækning mellem ionerne K+ og NO3− såvel som kovalent mellem nitrogen−og iltatomerne i NO3 -.
eksempel \(\Sideindeks{1}\): elektronegativitet og Bindingspolaritet
Bindingspolariteter spiller en vigtig rolle ved bestemmelse af proteinernes struktur. Ved hjælp af elektronegativitetsværdierne i tabel A2 arrangeres følgende kovalente bindinger—alle almindeligt forekommende i aminosyrer—i rækkefølge efter stigende polaritet. Udpeg derefter de positive og negative atomer ved hjælp af symbolerne krit+ og krit–:
C–H, C–N, C–O, N–H, O–H, S–H
opløsning
polariteten af disse bindinger stiger, når de er i stand til at den absolutte værdi af elektronegativitetsforskellen øges. Atomet med KRP-betegnelsen er det mere elektronegative af de to. Tabel \(\Sideindeks{1}\) viser disse bindinger i rækkefølge efter stigende polaritet.