elektronegativitet och bindningstyp
de två idealiserade ytterligheterna av kemisk bindning: (1) jonbindning—där en eller flera elektroner överförs helt från en atom till en annan, och de resulterande jonerna hålls samman av rent elektrostatiska krafter—och (2) kovalent bindning, där elektroner delas lika mellan två atomer. De flesta föreningar har emellertid polära kovalenta bindningar, vilket innebär att elektroner delas ojämnt mellan de bundna atomerna. Elektronegativitet bestämmer hur de delade elektronerna fördelas mellan de två atomerna i en polär kovalent bindning. Ju starkare en atom lockar elektronerna i sina bindningar, desto större är dess elektronegativitet. Elektroner i en polär kovalent bindning förskjuts mot den mer elektronegativa atomen; således är den mer elektronegativa atomen den med den partiella negativa laddningen. Ju större skillnaden i elektronegativitet desto mer polariserad elektronfördelningen och desto större är atomernas partiella laddningar. Minns att ett litet grekiskt delta (GHz ) används för att indikera att en bunden atom har en partiell positiv laddning, indikerad av XNUMX+ , eller en partiell negativ laddning, indikerad av XNUMX− , och en bindning mellan två atomer som har partiella laddningar är en polär bindning.
figur \(\PageIndex{3}\): Elektronfördelningen i en icke-polär kovalent bindning, en polär kovalent bindning och en jonbindning med Lewis-elektronstrukturer. Elektronrika (negativt laddade) regioner visas i blått; elektronfattiga (positivt laddade) regioner visas i rött.
huruvida en bindning är jonisk, icke-polär kovalent eller polär kovalent kan uppskattas genom att beräkna det absoluta värdet av skillnaden i elektronegativitet (AUC-en) för två bundna atomer. När skillnaden är mycket liten eller noll är bindningen kovalent och icke-polär. När den är stor är bindningen polär kovalent eller jonisk. De absoluta värdena för elektronegativitetsskillnaderna mellan atomerna i bindningarna H–H, H–Cl och Na–Cl är 0 (icke-polär), 0,9 (polär kovalent) respektive 2,1 (jonisk). Graden till vilken elektroner delas mellan atomer varierar från helt lika (ren kovalent bindning) till inte alls (jonbindning). Figur 7.2.4 visar förhållandet mellan elektronegativitetsskillnad och bindningstyp. Denna tabell är dock bara en allmän guide med många undantag. Den bästa guiden till den kovalenta eller Joniska karaktären hos en bindning är att överväga vilka typer av atomer som är involverade och deras relativa positioner i det periodiska systemet. Bindningar mellan två icke-metaller är i allmänhet kovalenta; bindning mellan en metall och en icke-metall är ofta jonisk.
figur \(\PageIndex{4}\): när elektronegativitetsskillnaden ökar mellan två atomer blir bindningen mer jonisk.
vissa föreningar innehåller både kovalenta och jonbindningar. Atomerna i polyatomiska joner, såsom OH–, NO3− och NH4+, hålls samman av polära kovalenta bindningar. Dessa polyatomiska joner bildar emellertid joniska föreningar genom att kombinera med joner med motsatt laddning. Till exempel innehåller kaliumnitrat, KNO3, K+ katjonen och den polyatomiska NO3− anjonen. Således är bindning i kaliumnitrat jonisk, som härrör från den elektrostatiska attraktionen mellan jonerna K+ och NO3−, såväl som kovalenta mellan kväve−och syreatomerna i NO3 -.
exempel \(\PageIndex{1}\): elektronegativitet och Bindningspolaritet
Bindningspolariteter spelar en viktig roll för att bestämma proteinstrukturen. Med hjälp av elektronegativitetsvärdena i tabell A2, ordna följande kovalenta bindningar—alla vanliga i aminosyror—för att öka polariteten. Beteckna sedan de positiva och negativa atomerna med hjälp av symbolerna 2B+ och 2BL–:
C–H, C–N, C–O, N–H, O–H, S–h
lösning
polariteten hos dessa bindningar ökar som den det absoluta värdet av elektronegativitetsskillnaden ökar. Atomen med en beteckning på en atom är den mer elektronegativa av de två. Tabell \(\PageIndex{1}\) visar dessa bindningar i ordning med ökande polaritet.