Elektronegativitet:
* Elektronegativitet är en atoms förmåga i en molekyl att locka elektroner mot sig själv. Det är en relativ åtgärd, vilket betyder att det jämförs med andra atomer.
* Högre elektronegativitet betyder ett starkare drag på elektroner.
* Elektronegativitetsskillnaden (ΔEN) beräknas genom att subtrahera elektronegativiteten hos den mindre elektronegativa atomen från den mer elektronegativa atomen.
Bindningstyper baserade på elektronegativitetsskillnad:
1. jonisk bindning (ΔEN> 1,7):
* En stor elektronegativitetsskillnad indikerar ett betydande drag på elektroner med en atom.
* Detta resulterar i att en atom i huvudsak stjäl en elektron från den andra, bildar joner (positivt laddad katjon och negativt laddad anjon).
* Dessa joner hålls samman av elektrostatiska krafter och bildar en stark jonisk bindning.
* Exempel:NaCl (natriumklorid), där natrium (Na) har en låg elektronegativitet och klor (CL) har en hög elektronegativitet.
2. kovalent bindning (ΔEN <1,7):
* En mindre elektronegativitetsskillnad indikerar en mer balanserad delning av elektroner.
* Båda atomerna bidrar till bindningen genom att dela elektroner för att uppnå en stabil elektronkonfiguration.
* Det finns två undertyper av kovalenta bindningar baserade på elektronegativitetsskillnad:
* icke -polär kovalent bindning (ΔEN ≈ 0): Elektroner delas lika mellan atomer.
* polar kovalent bindning (0 <ΔEN <1,7): Elektroner delas ojämnt, varvid den mer elektronegativa atomen har en något starkare drag på de delade elektronerna, vilket skapar en partiell positiv laddning (5+) på en atom och en partiell negativ laddning (5-) på den andra.
Nyckelpunkter:
* Elektronegativitetsskillnaden är en riktlinje, inte en strikt regel. Vissa bindningar kan falla i det "gråa området" mellan joniska och kovalenta.
* Elektronegativitetsvärdena är baserade på specifika skalor, som Pauling -skalan eller Mulliken -skalan.
* Förståelse av elektronegativitetsskillnader gör att vi kan förutsäga typen av bindning, polariteten hos en molekyl och ett ämnenas egenskaper.
Exempel:
* H-Cl (väteklorid): Elektronegativitet av H =2,1, Cl =3,0. ΔEN =0,9. Detta indikerar en polär kovalent bindning, där klor har en partiell negativ laddning och väte med en partiell positiv laddning.
* Na-Cl (natriumklorid): Elektronegativitet av Na =0,9, Cl =3,0. Δen =2.1. Detta indikerar en jonisk bindning, med natrium som förlorar en elektron för att bli en positiv jon (Na+) och klor som får en elektron för att bli en negativ jon (Cl-).
Sammanfattningsvis är elektronegativitetsskillnaden ett kraftfullt verktyg för att förstå arten av kemiska bindningar och molekylernas beteende.
