Hvordan bruges elektronegativitg -forskel til bestemmelse af den type binding, der forekommer mellem to atomer?

Elektronegativitetsforskel er en afgørende faktor til bestemmelse af den type binding, der danner mellem to atomer. Det hjælper os med at forstå, hvordan elektroner deles eller overføres i en kemisk binding. Her er en sammenbrud:

Elektronegativitet:

* Elektronegativitet er et atoms evne i et molekyle til at tiltrække elektroner mod sig selv. Det er en relativ foranstaltning, hvilket betyder, at det sammenlignes med andre atomer.

* Højere elektronegativitet betyder et stærkere træk på elektroner.

* Elektronegativitetsforskellen (ΔEn) beregnes ved at trække elektronegativiteten af ​​det mindre elektronegative atom fra det mere elektronegative atom.

Bindetyper baseret på elektronegativitetsforskel:

1. ionisk binding (ΔEn> 1.7):

* En stor elektronegativitetsforskel indikerer et betydeligt træk på elektroner med et atom.

* Dette resulterer i, at det ene atom i det væsentlige stjæler et elektron fra den anden, danner ioner (positivt ladet kation og negativt ladet anion).

* Disse ioner holdes sammen af ​​elektrostatiske kræfter og danner en stærk ionisk binding.

* Eksempel:NaCl (natriumchlorid), hvor natrium (NA) har en lav elektronegativitet, og chlor (CL) har en høj elektronegativitet.

2. kovalent binding (ΔEn <1,7):

* En mindre elektronegativitetsforskel indikerer en mere afbalanceret deling af elektroner.

* Begge atomer bidrager til bindingen ved at dele elektroner for at opnå en stabil elektronkonfiguration.

* Der er to undertyper af kovalente bindinger baseret på elektronegativitetsforskel:

* ikke -polær kovalent binding (Δen ≈ 0): Elektroner deles lige mellem atomer.

* polær kovalent binding (0 <Δen <1,7): Elektroner deles ulige, hvor det mere elektronegative atom har et lidt stærkere træk på de delte elektroner, hvilket skaber en delvis positiv ladning (Δ+) på det ene atom og en delvis negativ ladning (Δ-) på den anden.

Nøglepunkter:

* Lektronegativitetsforskellen er en retningslinje, ikke en streng regel. Nogle bindinger kan falde i det "grå område" mellem ionisk og kovalent.

* Elektronegativitetsværdierne er baseret på specifikke skalaer, ligesom Pauling -skalaen eller Mulliken -skalaen.

* Forståelse af elektronegativitetsforskelle gør det muligt for os at forudsige typen af ​​binding, polariteten af ​​et molekyle og egenskaberne ved et stof.

Eksempel:

* H-CL (hydrogenchlorid): Elektronegativitet af H =2,1, Cl =3,0. ΔEn =0,9. Dette indikerer en polær kovalent binding, hvor klor har en delvis negativ ladning og brint med en delvis positiv ladning.

* NA-CL (natriumchlorid): Elektronegativitet af Na =0,9, Cl =3,0. ΔEn =2.1. Dette indikerer en ionisk binding, hvor natrium mister et elektron for at blive en positiv ion (Na+) og klor, der får et elektron for at blive en negativ ion (Cl-).

Sammenfattende er elektronegativitetsforskellen et kraftfuldt værktøj til at forstå arten af ​​kemiske bindinger og molekylernes opførsel.