1. Jonbindningar:
Jonbindningar bildas när det finns en signifikant skillnad i elektronegativitet mellan atomer, vilket leder till överföring av elektroner från en atom till en annan. Detta resulterar i bildandet av positivt laddade joner (katjoner) och negativt laddade joner (anjoner). Jonbindningar bildas vanligtvis mellan metaller och icke-metaller. Till exempel:
- Natrium (Na) och Klor (Cl) bildar en jonbindning för att skapa NaCl (natriumklorid), där Na förlorar en elektron till Cl, vilket resulterar i Na+ och Cl-joner.
2. Kovalenta bindningar:
Kovalenta bindningar bildas när atomer har liknande elektronegativitet och delar elektroner istället för att överföra dem helt. Denna typ av bindning uppstår när skillnaden i elektronegativitet mellan atomer är relativt liten. Kovalenta bindningar finns vanligtvis mellan icke-metaller eller mellan metalloider och icke-metaller. Till exempel:
- Väte (H) och Väte (H) bildar en kovalent bindning för att skapa H2 (diväte), där varje atom delar en elektron med den andra.
3. Polära kovalenta bindningar:
Polära kovalenta bindningar uppstår när elektronegativitetsskillnaden mellan atomer inte är tillräckligt signifikant för fullständig elektronöverföring, men det är fortfarande tillräckligt för att skapa en liten obalans i elektrondelning. Detta resulterar i de partiella laddningarna på atomerna, där den mer elektronegativa atomen får en liten negativ laddning och den mindre elektronegativa atomen har en lätt positiv laddning. Till exempel:
- Väte (H) och Klor (Cl) bildar en polär kovalent bindning i HCl (väteklorid), där Cl utövar en starkare attraktion för elektroner, vilket skapar en partiell negativ laddning på Cl och en partiell positiv laddning på H.
Sammanfattningsvis bildar element joniska och kovalenta bindningar baserat på deras elektronegativitet. Jonbindningar involverar elektronöverföring och resulterar i bildandet av joner, medan kovalenta bindningar involverar elektrondelning mellan atomer. Polära kovalenta bindningar uppstår när det finns en partiell delning av elektroner på grund av en liten skillnad i elektronegativitet.
