Elektronegativität und Bindungsart
Die beiden idealisierten Extreme der chemischen Bindung: (1) Ionenbindung — bei der ein oder mehrere Elektronen vollständig von einem Atom auf ein anderes übertragen werden und die resultierenden Ionen durch rein elektrostatische Kräfte zusammengehalten werden — und (2) kovalente Bindung, bei der Elektronen gleichmäßig zwischen zwei Atomen aufgeteilt werden. Die meisten Verbindungen haben jedoch polare kovalente Bindungen, was bedeutet, dass Elektronen ungleich zwischen den gebundenen Atomen geteilt werden. Die Elektronegativität bestimmt, wie die gemeinsamen Elektronen zwischen den beiden Atomen in einer polaren kovalenten Bindung verteilt sind. Je stärker ein Atom die Elektronen in seinen Bindungen anzieht, desto größer ist seine Elektronegativität. Elektronen in einer polaren kovalenten Bindung werden in Richtung des elektronegativeren Atoms verschoben; Somit ist das elektronegativere Atom das mit der partiellen negativen Ladung. Je größer der Unterschied in der Elektronegativität ist, desto polarisierter ist die Elektronenverteilung und desto größer sind die Teilladungen der Atome. Es sei daran erinnert, dass ein griechisches Delta ( δ ) in Kleinbuchstaben verwendet wird, um anzuzeigen, dass ein gebundenes Atom eine teilweise positive Ladung, angezeigt durch δ+ , oder eine teilweise negative Ladung, angezeigt durch δ− , besitzt und eine Bindung zwischen zwei Atomen, die Teilladungen besitzen, eine polare Bindung ist.
Abbildung \(\pageIndex{3}\): Die Elektronenverteilung in einer unpolaren kovalenten Bindung, einer polaren kovalenten Bindung und einer ionischen Bindung unter Verwendung von Lewis-Elektronenstrukturen. Elektronenreiche (negativ geladene) Regionen sind blau dargestellt; elektronenarme (positiv geladene) Regionen sind rot dargestellt.
Ob eine Bindung ionisch, unpolar kovalent oder polar kovalent ist, kann geschätzt werden, indem der absolute Wert der Differenz der Elektronegativität (ΔEN) zweier gebundener Atome berechnet wird. Wenn die Differenz sehr klein oder Null ist, ist die Bindung kovalent und unpolar. Wenn es groß ist, ist die Bindung polar kovalent oder ionisch. Die absoluten Werte der Elektronegativitätsunterschiede zwischen den Atomen in den Bindungen H–H, H–Cl und Na–Cl sind 0 (unpolar), 0,9 (polar kovalent) bzw. 2,1 (ionisch). Der Grad, in dem Elektronen zwischen Atomen geteilt werden, variiert von völlig gleich (reine kovalente Bindung) bis gar nicht (Ionenbindung). Abbildung 7.2.4 zeigt die Beziehung zwischen Elektronegativitätsdifferenz und Bondtyp. Diese Tabelle ist jedoch nur ein allgemeiner Leitfaden mit vielen Ausnahmen. Der beste Leitfaden für den kovalenten oder ionischen Charakter einer Bindung besteht darin, die Arten der beteiligten Atome und ihre relativen Positionen im Periodensystem zu berücksichtigen. Bindungen zwischen zwei Nichtmetallen sind im Allgemeinen kovalent; Die Bindung zwischen einem Metall und einem Nichtmetall ist oft ionisch.
Abbildung \(\pageIndex{4}\): Wenn die Elektronegativitätsdifferenz zwischen zwei Atomen zunimmt, wird die Bindung ionischer.
Einige Verbindungen enthalten sowohl kovalente als auch ionische Bindungen. Die Atome in mehratomigen Ionen wie OH-, NO3- und NH4 + werden durch polare kovalente Bindungen zusammengehalten. Diese mehratomigen Ionen bilden jedoch ionische Verbindungen, indem sie sich mit Ionen entgegengesetzter Ladung verbinden. Beispielsweise enthält Kaliumnitrat, KNO3, das K + -Kation und das mehratomige NO3−Anion. Somit ist die Bindung in Kaliumnitrat ionisch und resultiert aus der elektrostatischen Anziehung zwischen den Ionen K+ und NO3− sowie kovalent zwischen den Stickstoff− und Sauerstoffatomen in NO3-.
Beispiel \(\pageIndex{1}\): Elektronegativität und Bondpolarität
Bondpolaritäten spielen eine wichtige Rolle bei der Bestimmung der Struktur von Proteinen. Ordnen Sie unter Verwendung der Elektronegativitätswerte in Tabelle A2 die folgenden kovalenten Bindungen — die alle üblicherweise in Aminosäuren vorkommen — in der Reihenfolge zunehmender Polarität an. Bezeichnen Sie dann die positiven und negativen Atome mit den Symbolen δ+ und δ–:
C–H, C–N, C–O, N–H, O–H, S–H
Lösung
Die Polarität dieser Bindungen nimmt mit dem Absolutwert der die Elektronegativitätsdifferenz nimmt zu. Das Atom mit der δ–Bezeichnung ist das elektronegativere der beiden. Tabelle \(\pageIndex{1}\) zeigt diese Bindungen in der Reihenfolge zunehmender Polarität.