elektroujemność i typ wiązania
dwa wyidealizowane skrajności wiązania chemicznego: (1) wiązanie jonowe—w którym jeden lub więcej elektronów jest przenoszonych całkowicie z jednego atomu do drugiego, a powstałe jony są utrzymywane razem przez siły czysto elektrostatyczne—i (2) wiązanie kowalencyjne, w którym elektrony są dzielone równo między dwoma atomami. Większość związków ma jednak polarne wiązania kowalencyjne, co oznacza, że elektrony są dzielone nierównomiernie między związanymi atomami. Elektroujemność określa, w jaki sposób wspólne elektrony są rozmieszczone między dwoma atomami w polarnym wiązaniu kowalencyjnym. Im silniej ATOM przyciąga elektrony w swoich wiązaniach, tym większa jest jego elektroujemność. Elektrony w polarnym wiązaniu kowalencyjnym są przesunięte w kierunku bardziej elektroujemnego atomu; tym samym bardziej elektroujemny jest atom z częściowym ładunkiem ujemnym. Im większa różnica elektroujemności, tym bardziej spolaryzowany rozkład elektronów i większe ładunki cząstkowe atomów. Przypomnijmy, że mała grecka delta (δ) jest używana do wskazania, że związany atom posiada częściowy ładunek dodatni, wskazany przez δ+, lub częściowy ładunek ujemny, wskazany przez δ -, a wiązanie między dwoma atomami, które posiadają częściowe ładunki, jest wiązaniem biegunowym.
Figure \(\PageIndex{3}\): Rozkład elektronów w Niepolarnym wiązaniu kowalencyjnym, polarnym wiązaniu kowalencyjnym i wiązaniu jonowym wykorzystującym struktury elektronowe Lewisa. Regiony bogate w elektrony (naładowane ujemnie) są pokazane na niebiesko; regiony ubogie w elektrony (naładowane dodatnio) są pokazane na Czerwono.
To, czy Wiązanie jest jonowe, niepolarne kowalencyjne, czy polarne, można oszacować, obliczając wartość bezwzględną różnicy elektroujemności (ΔEN) dwóch połączonych atomów. Gdy różnica jest bardzo mała lub zerowa, Wiązanie jest kowalencyjne i niepolarne. Gdy jest duża, Wiązanie jest polarne kowalencyjne lub jonowe. Wartości bezwzględne różnic elektroujemności między atomami w wiązaniach H-H, H–Cl i Na-Cl wynoszą odpowiednio 0 (niepolarny), 0,9 (kowalencyjny polarny) i 2,1 (jonowy). Stopień, w jakim elektrony są dzielone między atomami, różni się od całkowicie równego (czyste wiązanie kowalencyjne) do wcale (wiązanie jonowe). Rysunek 7.2.4 pokazuje zależność między różnicą elektroujemności a rodzajem wiązania. Ta tabela jest jednak tylko ogólnym przewodnikiem, z wieloma wyjątkami. Najlepszym przewodnikiem po kowalencyjnym lub jonowym charakterze wiązania jest rozważenie typów atomów zaangażowanych i ich względnych pozycji w układzie okresowym. Wiązania między dwoma niemetalami są na ogół kowalencyjne; wiązanie między metalem a niemetalem jest często jonowe.
rysunek \(\PageIndex{4}\): wraz ze wzrostem różnicy elektroujemności między dwoma atomami, Wiązanie staje się bardziej jonowe.
niektóre związki zawierają zarówno wiązania kowalencyjne, jak i jonowe. Atomy w jonach poliatomowych, takich jak OH -, NO3-i NH4+, są utrzymywane razem przez polarne wiązania kowalencyjne. Jednak te poliatomowe jony tworzą związki jonowe, łącząc się z jonami o przeciwnym ładunku. Na przykład azotan potasu, KNO3, zawiera kation K+ i poliatomowy anion NO3. Tak więc wiązanie w azotanie potasu jest jonowe, wynikające z przyciągania elektrostatycznego między jonami K+ i NO3 -, jak również kowalencyjne między atomami azotu i tlenu w No3−.
przykład \(\PageIndex{1}\): elektroujemność i polaryzacja wiązań
polaryzacje wiązań odgrywają ważną rolę w określaniu struktury białek. Korzystając z wartości elektroujemności w tabeli A2, ułóż następujące wiązania kowalencyjne-wszystkie powszechnie występujące w aminokwasach-w kolejności rosnącej polaryzacji. Następnie wyznaczyć dodatnie i ujemne Atomy za pomocą symboli δ+ i δ–:
C–H, C–N, C–O, N–H, O–H, S–h
rozwiązanie
polaryzacja tych wiązań wzrasta wraz ze wzrostem wartość bezwzględna różnicy elektroujemności wzrasta. Atom o oznaczeniu δ jest bardziej elektroujemny z tych dwóch. Table \(\PageIndex{1}\) pokazuje te wiązania w kolejności zwiększania polaryzacji.