Vi kan lære mere om de kemiske forbindelser, ved at kigge på hvordan elektronerne er delt mellem atomerne. Bindingselektronerne er delt ligeligt i en binding mellem identiske ikke-metalatomer. Når en elektron imidlertid er delt mellem atomer fra forskellige grundstoffer, er elektronparrene normalt ulige fordelt. Her er det delte par af elektroner mere tiltrukket omkring omkring det ene atom i bindingen end omkring det andet.
Elektronegativitet
Et atoms elektronegativitet, er dets evne til at tiltrække de delte elektroner i en kemiske binding. Ikke-metaller har højere elektronegativitet end metaller. På elektronegativitetsskalaen, blev fluor tildelt en værdi på 4,0, og alle andre grundstoffers elektronegativitet, blev fastslået i relation til fluors evne til at tiltrække delte elektroner. Ikke-metallet fluor, der har den højeste elektronegativitet (4,0), er placeret i øverste højre hjørne af det periodiske system. Metallet cæsium, der har den laveste elektronegativitet (0,7), er placeret i nederste venstre hjørne af det periodiske system. De repræsentative grundstoffers elektronegativitet, er vist i figur 10.1.
Bevæger mans sig på tværs fra venstre mod højre i hver periode, er der en stigning i den positive ladning i kernen, hvilket medfører større tiltrækning af elektronerne. Dette resulterer i en stigning i elektronegativiteten på tværs af hver periode, fra venstre mod højre.
Inden for hver gruppe, falder tiltrækningen af elektroner, ned langs gruppen, som størrelsen af atomet stiger. Derfor er de højeste elektronegativiteter at finde øverst i hver gruppe, og den falder som man bevæger sig ned gennem en gruppe. Elektronegativiteten for overgangsmetallerne er lav, men vi inkluderer dem ikke i denne gennemgang. Der er ikke nogen elektronegativitet angivet for ædelgasserne, fordi de typisk ikke danner bindinger.
Konceptforståelse 10.5 |
ElektronegativitetVed at bruge det periodiske system, forudsig hvilket grundstof i følgende par, der har den højeste elektronegativitet: a. Mg og Cl b. N og As Svara. Fordi elektronegativiteten stiger på tværs af en periode, fra venstre mod højre, har Cl en større elektronegativitet end Mg. b. Fordi elektronegativiteten falder ned gennem en gruppe, har N en højere elektronegativitet end As. |
Type af bindinger
Forskellen i elektronegativitet mellem to atomer, kan bruges til at forudsige typen af kemisk binding som dannes, ionbinding eller kovalent binding. For H—H bindingen, er forskellen i elektronegativitet 0 nul (2,1-2,1=0), hvilket betyder at bindingselektronerne deles ligeligt., Vi ser derfor en symmetrisk elektronsky omkring H-atomerne. En kovalent binding mellem atomer med samme eller tæt på samme elektronegativitet, kaldes en upolær kovalent binding. I kovalente bindinger mellem atomer med forskellig elektronegativitet, er elektronerne imidlertid ulige delt; denne binding er en polær kovalent binding. Elektronskyen for en polær kovalent binding, er usymmetrisk. For H—Cl bindingen, er der en elektronegativitetsforskel på 0,9 (3,0-2,1=0,9), hvilket betyder at H—Cl bindingen er polær kovalent (se figur 10.2). Når man skal finde elektronegativitetsforskellen, trækkes den mindste elektronegativitet altid fra den største; derfor er forskellen altid et positivt tal.
Dipoler og bindingspolaritet
Polariteten af en binding, afhænger på forskellen i elektronegativiteten mellem dens atomer. I polære kovalente bindinger, er elektronerne mere tiltrukket til det mere elektronegative atom, hvilket gør det delvist negativt på grund af de negativt ladede elektroner omkring atomet. I den anden ende af bindingen, bliver atomet med den lavere elektronegativitet delvist positivt ladet, på grund af manglen af elektroner omkring atomet.
En binding bliver mere polær som elektronegativitetsforskellen stiger. En polær kovalent binding, der har en adskillelse af ladninger, kaldes en dipol. Den positive og negative ende, angives med det lille græske bogstav delta med et plus eller minus tegn, δ+ og δ–. Nogle gange bruges en pil, der peger fra den positive ladning til den negative ladning, 
, for at angive dipolen.
Variationer i bindinger
Variationerne i bindingerne er kontinuerlige; der er ikke noget definitivt punkt, hvor en type binding stopper, og den næste type starter. Når elektronegativitetsforskellen er fra 0,0 til 0,4, anses elektronerne for at være ligeligt delt i en upolær kovalent binding. For eksempel er H—H bindingen, der har en elektronegativitetsforskel på 0,0 (2,1-2,1=0), og C—H bindingen, der har en elektronegativitetsforskel på 0,4 (2,5-2,1=0,4), klassificeret som upolære kovalente bindinger.
Som elektronegativitetsforskellen stiger, bliver elektronerne mere tiltrukket af det mere elektronegative atom, hvilket øger bindingens polaritet. Når elektronegativitetsforskellen er fra 0,5 til 1,8, klassificeres bindingen som en polære kovalent binding. For eksempel, er O—H bindingen med en elektronegativitetsforskel på 1,4 (3,5-2,1=1,4), en polær kovalent binding.
Når forskellen i elektronegativitet er større end 1,8, overføres elektronerne fra et atom til et andet, hvilket resulterer i en ionbinding. For eksempel er elektronegativitetsforskellen for ionforbindelsen NaCl 2,1 (3,0-0,9=2,1). På denne måde, vil vi forudse ionbindinger ved store forskelle i elektronegativitet (se tabel 10.4). Tabel 10.5 viser eksempler på forudsigelse af bindingstype ud fra elektronegativitetsforskellen.
Konceptforståelse 10.6 |
Brug af elektronegativitet til bestemmelse af bindingers polaritetUdfyld følgende tabel, for hver binding angivet:
Svar
|
Opgaveeksempel 10.6 |
BindingspolaritetVed at bruge elektronegativiteten, angiv hver af følgende bindinger som upolær kovalent, polær kovalent, eller ionbinding: O—K Cl—As N—N O—H LøsningFor hver binding, angiver vi elektronegativiteten og beregner forskellen.
|
Molekylers polaritet
Vi har nu set, at kovalente bindinger i molekyler, kan være polære eller upolære. Nu skal vi se på, hvordan bindingerne i et molekyle og dets form, bestemmer om molekylet er klassificeret som polært eller upolært.
Upolære molekyler
I et upolært molekyle, er alle bindingerne upolære, eller de polære bindinger udligner hinanden. Molekyler så som H2, Cl2, og CH4 er upolære, fordi de kun indeholder upolære bindinger.
Et upolært molekyle forekommer også, når polære bindinger (dipoler), udligner hinanden fordi de er symmetrisk arrangeret. For eksempel CO2, et lineært molekyle, indeholder to ens polære kovalente bindinger, hvis dipoler peger i hver sin retning. Som et resultat af dette, udligner de hinanden, hvilket gør CO2 til et upolært molekyle.
Et andet eksempel på et upolære molekyle, er CCl4 molekylet, der har fire polære bindinger symmetrisk arrangeret omkring det centrale C-atom. Hvad af C—Cl bindingerne har den samme polaritet, men fordi de har en tetrahedral form, udligner deres modsatrettede dipoler hinanden. Som et resultat her af, er CCl4 molekylet upolært.
Polære molekyler
I et polært molekyle, er den ene ende af molekylet mere negativt ladet, end den anden ende. Polaritet i et molekyle opstår, når dipolerne fra de individuelle polære bindinger, ikke udligner hinanden. For eksempel er HCl molekylet et polært molekyle, fordi det indeholder en kovalent binding der er polær.
I molekyler med to eller flere elektrongrupper, afgør formen, for eksempel bøjet, trigonal pyramide formet, om dipolerne udligner hinanden. For eksempel har vi set har H2O har en bøjet form. Et vandmolekyle er derfor polært, fordi de individuelle dipoler ikke udligner hinanden.
NH3 molekylet har en tetrahedral elektrongeometri med tre bundne atomer, hvilket giver det en trigonal pyramideform. Derfor er et NH3 molekyle polært, fordi de individuelle N—H dipoler, ikke udligner hinanden.
I molekylet CH3F, er C—F bindingen polær kovalent, men de tre C—H bindinger er upolære kovalente. Fordi der kun er en dipol i CH3F, der ikke udlignes, er CH3F molekylet et polært molekyle.
Opgaveeksempel 10.7 |
Molekylers polaritetFastslå om hvert af følgende molekyler er polært eller upolært: a. SiCl4 b. OF2 Løsninga. Trin 2:
b. Trin 2:
|
10.4 – Tiltrækkende kræfter i forbindelser →