elektronegativiteit en bindingstype
de twee geïdealiseerde extremen van chemische binding: (1) ionische binding—waarbij een of meer elektronen volledig van het ene atoom op het andere worden overgedragen en de resulterende ionen door zuiver elektrostatische krachten bij elkaar worden gehouden—en (2) covalente binding, waarbij elektronen gelijkelijk tussen twee atomen worden gedeeld. De meeste verbindingen hebben echter polaire covalente bindingen, wat betekent dat elektronen ongelijk worden gedeeld tussen de gebonden atomen. De elektronegativiteit bepaalt hoe de gedeelde elektronen verdeeld worden tussen de twee atomen in een polaire covalente binding. Hoe sterker een atoom de elektronen in zijn bindingen aantrekt, Hoe groter zijn elektronegativiteit. Elektronen in een polaire covalente binding worden verschoven naar het meer elektronegatieve atoom; dus, het meer elektronegatieve atoom is degene met de gedeeltelijke negatieve lading. Hoe groter het verschil in elektronegativiteit, hoe meer gepolariseerd de elektronendistributie en hoe groter de gedeeltelijke ladingen van de atomen. Bedenk dat een kleine Griekse delta (δ) wordt gebruikt om aan te geven dat een gebonden atoom een gedeeltelijke positieve lading bezit, aangegeven door δ+ , of een gedeeltelijke negatieve lading, aangegeven door δ− , en een binding tussen twee atomen die gedeeltelijke ladingen bezitten is een polaire binding.
figuur \(\Paginindex{3}\): De Elektronendistributie in een niet-polaire covalente binding, een polaire covalente binding en een ionische binding met behulp van Lewis-Elektronstructuren. Elektron-rijke (negatief geladen) gebieden worden weergegeven in blauw; elektron-arme (positief geladen) gebieden worden weergegeven in rood.
of een binding ionisch, niet-polair covalent of polair covalent is, kan worden geschat door de absolute waarde van het verschil in elektronegativiteit (ΔEN) van twee gebonden atomen te berekenen. Wanneer het verschil zeer klein of nul is, is de binding covalent en niet-polair. Wanneer het groot is, is de binding polair covalent of ionisch. De absolute waarden van de elektronegativiteitsverschillen tussen de atomen in de bindingen H–H, H–Cl en Na–Cl zijn respectievelijk 0 (niet-polair), 0.9 (polair covalent) en 2.1 (ionisch). De mate waarin elektronen worden gedeeld tussen atomen varieert van volledig gelijk (zuivere covalente binding) tot helemaal niet (ionische binding). Figuur 7.2.4 toont de relatie tussen elektronegativiteitverschil en bindingstype. Deze tabel is echter slechts een algemene gids, met vele uitzonderingen. De beste gids voor het covalente of ionische karakter van een binding is om te kijken naar de soorten atomen die betrokken zijn en hun relatieve posities in het periodiek systeem. Bindingen tussen twee niet-metalen zijn over het algemeen covalent; binding tussen een metaal en een niet-metalen is vaak ionisch.
figuur \(\Paginindex{4}\): naarmate het elektronegativiteitsverschil tussen twee atomen toeneemt, wordt de binding ionischer.
sommige verbindingen bevatten zowel covalente als ionenbindingen. De atomen in polyatomische ionen, zoals OH -, NO3-en NH4+, worden bij elkaar gehouden door polaire covalente bindingen. Nochtans, vormen deze polyatomic ionen ionenverbindingen door met ionen van tegenovergestelde lading te combineren. Kaliumnitraat, KNO3, bevat bijvoorbeeld het K + – kation en het polyatomisch NO3− anion. De binding in kaliumnitraat is dus ionisch, als gevolg van de elektrostatische aantrekking tussen de ionen K+ en NO3− en covalent tussen de stikstof−en zuurstofatomen in NO3 -.
voorbeeld \(\Paginindex{1}\): elektronegativiteit en Bindingspolariteit
Bindingspolariteiten spelen een belangrijke rol bij het bepalen van de structuur van eiwitten. Gebruikmakend van de elektronegativiteits waarden in Tabel A2, Schik de volgende covalente bindingen—allen algemeen gevonden in aminozuren—in volgorde van toenemende polariteit. Geef vervolgens de positieve en negatieve atomen aan met de symbolen δ+ En δ–:
C–H, C–N, C–O, N–H, O–H, S–H
oplossing
de polariteit van deze bindingen neemt toe als de absolute waarde van de het verschil in elektronegativiteit neemt toe. Het atoom met de δ– aanduiding is de meer elektronegatieve van de twee. Tabel \(\Paginindex{1}\) toont deze bindingen in volgorde van toenemende polariteit.