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Teilladung ist eine Möglichkeit, die Bindungspolarität von Bindungen zwischen Atomen zu erklären von verschiedenen Elektro-Negativitäten, nukleare Abschirmung. Dies ist in Verbindung mit der Berücksichtigung der Molekülorbitalstruktur hilfreich, um den Verlauf einer chemischen Reaktion zu erklären oder vorherzusagen. Das Beispiel ist ein Cyanidion. Wenn Sie Cyanid aus neutralen C- und N-Atomen konstruieren, werden Sie feststellen, dass sich im C sp -Orbital ein ungepaartes Elektron befindet. Warum dort? Nun, N hat die größere Elektronegativität, so dass es wahrscheinlich wahrscheinlicher ist, dass sich das ungeteilte Paar auf N befindet; in jedem Fall befindet sich das hinzugefügte Elektron in diesem sp-Orbital und hinterlässt eine fast vollständige negative Ladung am C-Atom. Dies ist sinnvoll, weil Das HCN-Molekül hat das H an das C-Atom gebunden. Eine ähnliche Situation besteht bei Kohlenmonoxid. Hier wird die CO-Dreifachbindung, die eine partielle Minusladung auf das elektronegativere O-Atom legt, durch das Elektronenpaar im nichtbindenden sp-Orbital und dem Das CO-Molekül ist fast unpolar. Der Punkt: Sowohl die Bindungspolarität als auch die Molekülorbitalstruktur müssen zusammen betrachtet werden.
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Dies ist ein Van-Arkel-Ketelaar-Dreieck . Es zeigt den Unterschied in der Elektronegativität (\ Delta EN) auf der vertikalen Achse und der durchschnittlichen Elektronegativität (\ Überstrichen Sie {EN}) auf der horizontalen Achse.
Beachten Sie, dass unterschiedliche Bindungstypen unterschiedlichen Bereichen des Dreiecks entsprechen Die unbeschriftete violette Region ist das Reich der Halbleiter wie Galliumarsenid.
Bei Ihrer Frage geht es jedoch um die Bindung in reinen Elementen, die natürlich \ Delta EN = 0 haben.
Der Unterschied zwischen der Metallbindung in Magnesium (EN = 1,31, Pauling-Skala) und Chlor (EN = 3,16, Pauling-Skala) ist eine Frage des Unterschieds in ihren \ overline {EN} -Werten entlang der horizontalen Achse. Ein Wert von 1,31 bringt Magnesium in den metallischen Bereich, während ein Wert von 3,16 Chlor in den kovalenten Bereich bringt.
Der Grund ist der folgende Elemente mit geringer Elektronegativität halten ihre Valenzelektronen lockerer und bilden daher metallische Bindungen, in denen Valenzelektronen etwas delokalisiert sind. Elemente mit hoher Elektronegativität halten ihre Elektronen fester und bilden daher kovalente Bindungen, in denen Elektronen zwischen Atomen oder innerhalb bestimmter Gruppen von Atomen eng eingeschlossen sind.
Wiederverwendung des Bildes aus Was sind die Bereiche der Elektronegativitätsdifferenz? zwischen Atomen, die sie zu metallischen Bindungen machen?
Elektronegativitätswerte aus Wikipedia.