elektronegatiivisuus ja Sidostyyppi
kemiallisen sidoksen kaksi idealisoitua ääripäätä: (1) ioninen sidos—jossa yksi tai useampi elektroneja siirtyy kokonaan atomista toiseen ja tuloksena olevat ionit pysyvät koossa puhtaasti sähköstaattisten voimien avulla-ja (2) kovalenttinen sidos, jossa elektronit jaetaan tasan kahden atomin kesken. Useimmilla yhdisteillä on kuitenkin polaarisia kovalenttisia sidoksia, jolloin elektronit jakautuvat epätasaisesti sidostuneiden atomien kesken. Elektronegatiivisuus määrittää, miten jaetut elektronit jakautuvat polaarisen kovalenttisen sidoksen kahden atomin välillä. Mitä voimakkaammin atomi vetää elektroneja puoleensa sidoksissaan, sitä suurempi on sen elektronegatiivisuus. Polaarisen kovalenttisen sidoksen elektronit siirtyvät kohti elektronegatiivisempaa atomia; näin ollen elektronegatiivisempi atomi on se, jolla on osittainen negatiivinen varaus. Mitä suurempi ero elektronegatiivisuudessa on, sitä polarisoituneempi on elektronijakauma ja sitä suuremmat ovat atomien osittaisvaraukset. On muistettava, että pientä kreikkalaista deltaa ( δ ) käytetään osoittamaan , että sitoutuneella atomilla on osittainen positiivinen varaus (δ+) tai osittainen negatiivinen varaus (δ−), ja kahden osittaisia varauksia omaavan atomin välinen sidos on polaarinen sidos.
kuva \(\PageIndex{3}\): Elektronijakauma Ei-polaarisessa Kovalenttisessa sidoksessa, polaarisessa Kovalenttisessa sidoksessa ja Ionisidoksessa Lewis-Elektronirakenteiden avulla. Elektronirikkaat (negatiivisesti varautuneet) alueet esitetään sinisellä, elektronirikkaat (positiivisesti varautuneet) alueet punaisella.
se, onko sidos ioninen, ei-polaarinen kovalentti vai polaarinen kovalentti, voidaan arvioida laskemalla kahden sidostuneen atomin elektronegatiivisuuseron (ΔEN) itseisarvo. Kun erotus on hyvin pieni tai nolla, sidos on kovalenttinen ja ei-polaarinen. Kun se on suuri, sidos on polaarinen kovalentti tai ioninen. Atomien elektronegatiivisuuserojen itseisarvot sidoksissa H-H, H-Cl ja Na–Cl ovat vastaavasti 0 (nonpolaarinen), 0,9 (polaarinen kovalentti) ja 2,1 (ioninen). Se, missä määrin elektronit jakautuvat atomien kesken, vaihtelee täysin tasasuhtaisesta (puhdas kovalenttinen sidos) ei ollenkaan (ioninen sidos). Kuvassa 7.2.4 esitetään elektronegatiivisuuseron ja sidostyypin välinen suhde. Tämä taulukko on kuitenkin vain yleisopas monia poikkeuksia lukuun ottamatta. Paras opas sidoksen kovalenttiselle eli ioniselle luonteelle on tarkastella mukana olevien atomien tyyppejä ja niiden suhteellisia asemia jaksollisessa järjestelmässä. Kahden epämetallin väliset sidokset ovat yleensä kovalenttisia; metallin ja epämetallin välinen sidos on usein ioninen.
kuva \(\PageIndex{4}\): Kun elektronegatiivisuusero kasvaa kahden atomin välillä, sidos muuttuu ionisemmaksi.
eräät yhdisteet sisältävät sekä kovalenttisia että ionisidoksia. Polaariset kovalenttiset sidokset pitävät polyatomisten ionien, kuten OH–, NO3− ja NH4+ – atomit koossa. Nämä polyatomiset ionit muodostavat kuitenkin ioniyhdisteitä yhdistyessään vastakkaisvarauksisten ionien kanssa. Esimerkiksi kaliumnitraatti KNO3 sisältää K + − kationin ja polyatomisen NO3-anionin. Näin sidos kaliumnitraatissa on ioninen, mikä johtuu ionien K+ ja NO3− välisestä sähköstaattisesta vetovoimasta sekä no3−ionien typpi-ja happiatomien kovalenttisesta vetovoimasta.
esimerkki \(\PageIndex{1}\): elektronegatiivisuus ja Sidospolariteetti
Sidospolariteetilla on tärkeä rooli proteiinien rakenteen määrittämisessä. Järjestäkää taulukon A2 elektronegatiivisuusarvoja käyttäen seuraavat kovalenttiset sidokset—jotka kaikki esiintyvät yleisesti aminohapoissa—lisääntyvän polariteetin mukaiseen järjestykseen. Tämän jälkeen nimetään positiiviset ja negatiiviset atomit symboleilla δ+ Ja δ–:
C–H, C–N, C–O, N–H, O–H, S–h
liuos
näiden sidosten napaisuus kasvaa elektronegatiivisuuseron itseisarvo kasvaa. Δ-nimityksellä varustettu atomi on näistä kahdesta elektronegatiivisempi. Taulukko \(\PageIndex{1}\) näyttää nämä sidokset napaisuuden lisääntymisjärjestyksessä.