Egenskaber ved kovalente bindinger

admin

elektronegativitet og Bindingspolaritet

selvom vi definerede kovalent binding som elektrondeling, deles elektronerne i en kovalent binding ikke altid ligeligt af de to bundne atomer. Medmindre bindingen forbinder to atomer af det samme element, vil der altid være et atom, der tiltrækker elektronerne i bindingen stærkere end det andet atom gør, som vist i figur 4.3 “polære versus ikke-polære kovalente bindinger”. Når en sådan ubalance opstår, er der en resulterende opbygning af en eller anden negativ ladning (kaldet en delvis negativ ladning og betegnet KRP−) på den ene side af bindingen og en eller anden positiv ladning (betegnet KRP+) på den anden side af bindingen. En kovalent binding, der har en ulige deling af elektroner, som i del (b) i figur 4.3 “Polar versus ikke-polære kovalente bindinger”, kaldes en polær kovalent bondA kovalent binding med en ubalanceret elektronfordeling over bindingen.. En kovalent binding, der har en lige deling af elektroner (del (A) af figur 4.3″ Polar versus ikke-polære kovalente bindinger”) kaldes en ikke-polær kovalent bondA-kovalent binding med en afbalanceret elektronfordeling over bindingen..

figur 4.3 polære versus ikke-polære kovalente bindinger

(a) elektronerne i den kovalente binding deles ligeligt af begge hydrogenatomer. Dette er en ikke-polær kovalent binding. (B) fluoratomet tiltrækker elektronerne i bindingen mere end hydrogenatomet gør, hvilket fører til en ubalance i elektronfordelingen. Dette er en polær kovalent binding.

enhver kovalent binding mellem atomer af forskellige elementer er en polær binding, men graden af polaritet varierer meget. Nogle bindinger mellem forskellige elementer er kun minimalt polære, mens andre er stærkt polære. Ionbindinger kan betragtes som det ultimative i polaritet, hvor elektroner overføres snarere end deles. At bedømme den relative polaritet af en kovalent binding, kemikere bruger elektronegativitetet relativt mål for, hvor stærkt et atom tiltrækker elektroner, når det danner en kovalent binding., hvilket er et relativt mål for, hvor stærkt et atom tiltrækker elektroner, når det danner en kovalent binding. Der er forskellige numeriske skalaer til vurdering af elektronegativitet. Figur 4.4″ elektronegativiteter af forskellige elementer ” viser en af de mest populære—Pauling-skalaen. Polariteten af en kovalent binding kan bedømmes ved at bestemme forskellen i elektronegativiteterne af de to atomer, der gør bindingen. Jo større forskellen i elektronegativiteter er, desto større er ubalancen af elektrondeling i bindingen. Selvom der ikke er nogen hårde og hurtige regler, er den generelle regel, hvis forskellen i elektronegativiteter er mindre end omkring 0,4, betragtes bindingen som ikke-polær; hvis forskellen er større end 0,4, betragtes bindingen som polær. Hvis forskellen i elektronegativiteter er stor nok (generelt større end ca.1,8), betragtes den resulterende forbindelse som ionisk snarere end kovalent. En elektronegativitetsforskel på nul indikerer naturligvis en ikke-polær kovalent binding.

figur 4.4 elektronegativiteter af forskellige elementer

en populær skala for elektronegativiteter har værdien for fluoratomer sat til 4,0, den højeste værdi.

ser nærmere: Linus Pauling

uden tvivl den mest indflydelsesrige kemiker i det 20.århundrede, Linus Pauling (1901-94) er den eneste person, der har vundet to individuelle (dvs. ikke-delte) Nobelpriser. I 1930 ‘ erne brugte Pauling nye matematiske teorier til at formulere nogle grundlæggende principper for den kemiske binding. Hans bog fra 1939 the nature of the Chemical Bond er en af de mest betydningsfulde bøger, der nogensinde er udgivet i kemi.i 1935 vendte Paulings interesse sig mod biologiske molekyler, og han blev tildelt Nobelprisen i kemi i 1954 for sit arbejde med proteinstruktur. Han var meget tæt på at opdage den dobbelte spiralstruktur af DNA, da James Crick og James Crick annoncerede deres egen opdagelse af sin struktur i 1953.) Han blev senere tildelt Nobels fredspris i 1962 for hans bestræbelser på at forbyde test af atomvåben.

i sine senere år blev Pauling overbevist om, at store doser C-vitamin ville forhindre sygdom, herunder forkølelse. De fleste kliniske undersøgelser viste ikke en forbindelse, men Pauling fortsatte med at tage store doser dagligt. Han døde i 1994 efter at have brugt et helt liv på at etablere en videnskabelig arv, som få nogensinde vil svare til.

Linus Pauling var en af de mest indflydelsesrige kemikere i det 20.århundrede.

eksempel 6

beskriv elektronegativitetsforskellen mellem hvert par atomer og den resulterende polaritet (eller bindingstype).

  1. C og H
  2. H og H
  3. Na og Cl
  4. O og H

opløsning

  1. kulstof har en elektronegativitet på 2,5, mens værdien for hydrogen er 2,1. Forskellen er 0,3, hvilket er ret lille. C – H-bindingen betragtes derfor som ikke-polær.
  2. begge hydrogenatomer har samme elektronegativitetsværdi-2.1. Forskellen er nul, så bindingen er ikke-polær.
  3. natriums elektronegativitet er 0,9, mens klor er 3,0. Forskellen er 2,1, hvilket er ret højt, og så danner natrium og chlor en ionisk forbindelse.
  4. med 2,1 for hydrogen og 3,5 for ilt er elektronegativitetsforskellen 1,4. Vi ville forvente en meget polær binding, men ikke så polær, at O–H-bindingen betragtes som ionisk.

Færdighedsopbygningsøvelse

    beskriv elektronegativitetsforskellen mellem hvert par atomer og den resulterende polaritet (eller bindingstype).

  1. C og O

  3. K og Br

  8. Cs og f

Når et molekyles bindinger er polar, molekylet som helhed kan vise en ujævn fordeling af ladning, afhængigt af hvordan de enkelte bindinger er orienteret. For eksempel er orienteringen af de to O–H-bindinger i et vandmolekyle (figur 4.5 “fysiske egenskaber og polaritet”) bøjet: den ene ende af molekylet har en delvis positiv ladning, og den anden ende har en delvis negativ ladning. Kort sagt er molekylet selv polært. Vandets polaritet har en enorm indflydelse på dets fysiske og kemiske egenskaber. (For eksempel er kogepunktet for vand højt for et så lille molekyle og skyldes det faktum, at polære molekyler tiltrækker hinanden stærkt.) I modsætning hertil, mens de to C=O-bindinger i kulsyre er polære, ligger de direkte overfor hinanden og annullerer således hinandens virkninger. Kulstofmolekyler er således ikke-polære generelt. Denne mangel på polaritet påvirker nogle af kulsyre egenskaber. (For eksempel bliver kulsyre en gas ved -77 liter C, næsten 200 liter lavere end den temperatur, hvor vand koger.)

figur 4.5 fysiske egenskaber og polaritet

de fysiske egenskaber ved vand og kulsyre påvirkes af deres polariteter.

Konceptanmeldelsesøvelser

  1. Hvad hedder afstanden mellem to atomer i en kovalent binding?

  2. hvad indikerer elektronegativiteten af et atom?

  3. hvilken type binding dannes mellem to atomer, hvis forskellen i elektronegativiteter er lille? Medium? Stor?

svar

  1. bindingslængde

  2. elektronegativitet er et kvalitativt mål for, hvor meget et atom tiltrækker elektroner i en kovalent binding.

  3. ikke-polær; polær; ionisk

nøgle grillbarer

  • kovalente bindinger mellem forskellige atomer har forskellige bindingslængder.
  • kovalente bindinger kan være polære eller ikke-polære, afhængigt af elektronegativitetsforskellen mellem de involverede atomer.

øvelser

  1. hvilket er længere – en C – H-binding eller en C–O-binding? (Se tabel 4.2″omtrentlige Bindingslængder for nogle enkeltbindinger”.)

  2. hvilket er kortere – en N – h-binding eller en C–H-binding? (Se tabel 4.2″omtrentlige Bindingslængder for nogle enkeltbindinger”.)

  3. et nanometer er 10-9 m.brug af dataene i tabel 4.2 “omtrentlige Bindingslængder for nogle enkeltbindinger” og tabel 4.3 “sammenligning af Bindingslængder for enkelt-og flere bindinger”, bestem længden af hver binding i nanometer.

    1. a C–O obligation
    2. a C=O obligation
    3. en H–N bond
    4. a C≡N bond

  4. En ångstrøm (Å) er defineret som 10-10 m. Ved hjælp af Tabel 4.2 “Omtrentlige Bond Længder af Nogle Enkelt Obligationer” og Tabel 4.3 “Sammenligning af Bond Længder for Enlige og Flere Obligationer”, bestemme længden af hver enkelt obligation i ångstrøm.

    1. A C–C-binding
    2. a C=C-binding
    3. en n-li – n-binding
    4. en H–O-binding

  5. se Øvelse 3. Hvorfor er nanometerenheden nyttig som en enhed til at udtrykke bindingslængder?

  6. se Øvelse 4. Hvorfor er angstrom-enheden nyttig som en enhed til at udtrykke bindingslængder?

  7. Ved hjælp af figur 4.4 “elektronegativiteter af forskellige elementer” bestemmer hvilket atom i hvert par der har den højere elektronegativitet.

    1. H eller C
    2. O eller Br
    3. Na eller Rb
    4. I eller Cl
  10. ved hjælp af figur 4.4 “elektronegativiteter af forskellige elementer”, bestemme hvilket atom i hvert par har den lavere elektronegativitet.
    1. Mg eller O
    2. S eller F
    3. Al eller Ga
    4. O eller i

  • vil elektronerne deles ligeligt eller ulige på tværs af hver kovalent binding? Hvis ulige, til hvilket atom er elektronerne stærkere trukket?

    1. en C – O-binding
    2. en F – F-binding
    3. en S–N-binding
    4. en i-Cl-binding

  • vil elektronerne deles ligeligt eller ulige på tværs af hver kovalent binding? Hvis ulige, til hvilket atom er elektronerne stærkere trukket?

    1. en C–C-binding
    2. en S–Cl–binding
    3. en O–H-binding
    4. en H-H-binding

    • svar

    1. en C-O-binding er længere.

      1. 0, 143 nm
      2. 0, 120 nm
      3. 0, 100 nm
      4. 0.116 nm

    3. faktiske bindingslængder er meget små, så nanometerenheden gør udtrykket af længden lettere at forstå.

      1. C
      2. O
      3. Na
      4. Cl
    9. ulige mod O
    10. lige
    11. ulige mod N
    12. ulige mod Cl
    13. ulige mod Cl

    Skriv et svar

    Din e-mailadresse vil ikke blive publiceret.