Kovalent kjemisk binding oppstår mellom atomer med like eller like elektronegativitetsverdier. Anta at klor og hydrogen har en tendens til å ta bort elektroner og ta på seg strukturen til den nærmeste edelgassen, noe som betyr at ingen av dem vil gi et elektron til den andre. Hvordan er de fortsatt koblet sammen? Det er enkelt – de deler med hverandre, det dannes et felles elektronpar.

La oss nå se på de karakteristiske egenskapene til en kovalent binding.

I motsetning til ioniske forbindelser, holdes molekylene til kovalente forbindelser sammen av "intermolekylære krefter", som er mye svakere enn kjemiske bindinger. I denne forbindelse er kovalente bindinger karakterisert metningsevne– dannelse av et begrenset antall forbindelser.

Det er kjent at atomorbitaler er orientert i rommet på en bestemt måte, derfor, når en binding dannes, skjer overlappingen av elektronskyer i en bestemt retning. De. en slik egenskap ved en kovalent binding realiseres som retning.

Hvis en kovalent binding i et molekyl dannes av identiske atomer eller atomer med lik elektronegativitet, har en slik binding ingen polaritet, det vil si at elektrontettheten er fordelt symmetrisk. Det heter ikke-polar kovalent binding ( H2, Cl2, O2 ). Obligasjoner kan være enkelt, dobbel eller trippel.

Hvis elektronegativiteten til atomer er forskjellig, vil elektrontettheten fordeles ujevnt mellom atomene og formene når de kombineres. kovalent polar binding(HCl, H 2 O, CO), hvis mangfold også kan være forskjellig. Når denne typen bindinger dannes, får det mer elektronegative atomet en delvis negativ ladning, og atomet med mindre elektronegativitet får en delvis positiv ladning (δ- og δ+). En elektrisk dipol dannes der ladninger med motsatt fortegn er plassert i en viss avstand fra hverandre. Dipolmomentet brukes som et mål på bindingspolaritet:

Polariteten til forbindelsen er mer uttalt, jo større dipolmomentet er. Molekylene vil være upolare hvis dipolmomentet er null.

I forbindelse med funksjonene ovenfor kan vi konkludere med at kovalente forbindelser er flyktige og har lave smelte- og kokepunkter. Elektrisk strøm kan ikke passere gjennom disse forbindelsene, derfor er de dårlige ledere og gode isolatorer. Når varme påføres, antennes mange forbindelser med kovalente bindinger. For det meste er dette hydrokarboner, samt oksider, sulfider, halogenider av ikke-metaller og overgangsmetaller.

Kategorier ,

Det er ingen enhetlig teori om kjemiske bindinger er konvensjonelt delt inn i kovalent (en universell type binding), ionisk (et spesielt tilfelle av en kovalent binding), metallisk og hydrogen.

Kovalent binding

Dannelsen av en kovalent binding er mulig ved tre mekanismer: utveksling, donor-akseptor og dativ (Lewis).

I følge metabolsk mekanisme Dannelsen av en kovalent binding skjer på grunn av deling av vanlige elektronpar. I dette tilfellet har hvert atom en tendens til å tilegne seg et skall av en inert gass, dvs. oppnå et fullført eksternt energinivå. Dannelsen av en kjemisk binding etter utvekslingstype er avbildet ved hjelp av Lewis-formler, der hvert valenselektron i et atom er representert med prikker (fig. 1).

Ris. 1 Dannelse av en kovalent binding i HCl-molekylet ved utvekslingsmekanismen

Med utviklingen av teorien om atomstruktur og kvantemekanikk, er dannelsen av en kovalent binding representert som overlapping av elektroniske orbitaler (fig. 2).

Ris. 2. Dannelse av en kovalent binding på grunn av overlapping av elektronskyer

Jo større overlapping av atomorbitaler, jo sterkere binding, jo kortere bindingslengde, og jo større bindingsenergi. En kovalent binding kan dannes ved å overlappe forskjellige orbitaler. Som et resultat av overlappingen av s-s, s-p orbitaler, samt d-d, p-p, d-p orbitaler med laterale lober, oppstår dannelsen av bindinger. En binding dannes vinkelrett på linjen som forbinder kjernene til 2 atomer. En og en binding er i stand til å danne en multippel (dobbelt) kovalent binding, karakteristisk for organiske stoffer i klassen alkener, alkadiener, etc. En og to bindinger danner en multippel (trippel) kovalent binding, karakteristisk for organiske stoffer i klassen av alkyner (acetylener).

Dannelse av en kovalent binding ved giver-akseptor mekanisme La oss se på eksemplet med ammoniumkation:

NH3 + H+ = NH4+

7 N 1s 2 2s 2 2p 3

Nitrogenatomet har et fritt enkelt elektronpar (elektroner som ikke er involvert i dannelsen av kjemiske bindinger i molekylet), og hydrogenkationen har en fri orbital, så de er henholdsvis en elektrondonor og -akseptor.

La oss vurdere dativmekanismen for kovalent bindingsdannelse ved å bruke eksemplet på et klormolekyl.

17 Cl 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 5

Kloratomet har både et fritt ensomt elektronpar og ledige orbitaler, derfor kan det vise egenskapene til både en donor og en akseptor. Derfor, når et klormolekyl dannes, fungerer det ene kloratomet som en donor og det andre som en akseptor.

Hoved egenskaper ved en kovalent binding er: metning (mettede bindinger dannes når et atom fester så mange elektroner til seg selv som dets valensevne tillater; umettede bindinger dannes når antallet festede elektroner er mindre enn atomets valensevne); retningsbestemt (denne verdien er relatert til molekylets geometri og konseptet "bindingsvinkel" - vinkelen mellom bindinger).

Ionebinding

Det er ingen forbindelser med en ren ionebinding, selv om dette forstås som en kjemisk bundet tilstand av atomer der et stabilt elektronisk miljø av atomet skapes når den totale elektrontettheten er fullstendig overført til atomet til et mer elektronegativt element. Ionebinding er bare mulig mellom atomer av elektronegative og elektropositive elementer som er i en tilstand av motsatt ladede ioner - kationer og anioner.

DEFINISJON

Ion er elektrisk ladede partikler dannet ved fjerning eller tilsetning av et elektron til et atom.

Når du overfører et elektron, har metall- og ikke-metallatomer en tendens til å danne en stabil elektronskallkonfigurasjon rundt kjernen. Et ikke-metallatom lager et skall av den påfølgende inerte gassen rundt kjernen, og et metallatom lager et skall av den forrige inerte gassen (fig. 3).

Ris. 3. Dannelse av en ionisk binding ved å bruke eksempelet på et natriumkloridmolekyl

Molekyler der ioniske bindinger eksisterer i sin rene form, finnes i stoffets damptilstand. Ionebindingen er veldig sterk, og derfor har stoffer med denne bindingen et høyt smeltepunkt. I motsetning til kovalente bindinger, er ikke ioniske bindinger preget av retning og metning, siden det elektriske feltet skapt av ioner virker likt på alle ioner på grunn av sfærisk symmetri.

Metallkobling

Den metalliske bindingen realiseres bare i metaller - dette er interaksjonen som holder metallatomer i et enkelt gitter. Bare valenselektronene til metallatomene som tilhører hele volumet deltar i dannelsen av en binding. I metaller fjernes elektroner konstant fra atomer og beveger seg gjennom hele metallets masse. Metallatomer, fratatt elektroner, blir til positivt ladede ioner, som har en tendens til å akseptere bevegelige elektroner. Denne kontinuerlige prosessen danner den såkalte "elektrongassen" inne i metallet, som binder alle metallatomene fast sammen (fig. 4).

Den metalliske bindingen er sterk, derfor er metaller preget av et høyt smeltepunkt, og tilstedeværelsen av "elektrongass" gir metaller formbarhet og duktilitet.

Hydrogenbinding

En hydrogenbinding er en spesifikk intermolekylær interaksjon, fordi dens forekomst og styrke avhenger av stoffets kjemiske natur. Det dannes mellom molekyler der et hydrogenatom er bundet til et atom med høy elektronegativitet (O, N, S). Forekomsten av en hydrogenbinding avhenger av to årsaker: for det første har ikke hydrogenatomet assosiert med et elektronegativt atom elektroner og kan lett inkorporeres i elektronskyene til andre atomer, og for det andre har en valens s-orbital, hydrogenatom er i stand til å akseptere et ensomt par elektroner av et elektronegativt atom og danne en binding med det gjennom donor-akseptor-mekanismen.

Det er fire hovedtyper av kjemiske bindinger:

1. Kovalent bindingutføres av vanlige elektronpar. Den er dannet i som et resultat av overlappende elektronskyer (orbitaler) av ikke-metalliske atomer. Jo større overlapping av elektronskyer er, jo sterkere er den kjemiske bindingen. Kovalente bindinger kan være polare eller ikke-polare. Kovalent ikke-polar forbindelse oppstår mellom atomer av samme type som har samme elektronegativitet. (Elektronegativitet er atomenes egenskap til å tiltrekke seg elektroner til seg selv). For eksempel kan dannelsen av et hydrogenmolekyl vises med diagrammet:

H . + . H = H ( : ) H H 2

eller H . + . H = H – H

Molekyler O 2, Cl 2, N 2, F 2 osv. dannes på samme måte.

En ikke-polar kovalent binding er symmetrisk. En elektronsky dannet av et felles (delt) elektronpar tilhører likt to atomer.

Polar kovalent forbindelse oppstår mellom atomer hvis elektronegativitet er forskjellig, men bare litt. I dette tilfellet forskyves det delte elektronparet mot det mer elektronegative elementet, for eksempel når et hydrogenkloridmolekyl dannes, forskyves elektronskyen til bindingen mot kloratomet. På grunn av denne forskyvningen får kloratomet en delvis negativ ladning, og hydrogenatomet får en delvis positiv ladning, og det resulterende molekylet er polart.

H + Cl = H Cl H → Cl HCl

Molekyler av HBr, HI, HF, H 2 O, CH 4, etc. dannes på lignende måte.

Kovalente bindinger det er enkelt(utført av ett felles elektronpar), dobbelt(implementert av to vanlige elektronpar), tredobler(implementert av tre vanlige elektronpar). For eksempel, i etan er alle bindinger enkelt, i etylen er det en dobbeltbinding, og i acetylen er det en trippelbinding.

Etan: CH 3 –CH 3 Etylen: CH 2 = CH 2 Acetylen: CH ≡ CH

2. Ionebinding forekommer i forbindelser dannet av atomer av elementer som er svært forskjellige i elektronegativitet, det vil si med skarpt motsatte egenskaper (atomer av metaller og ikke-metaller). Ioner er ladede partikler som atomer blir inn i som et resultat av tap eller økning av elektroner.

En ionisk binding dannes på grunn av den elektrostatiske tiltrekningen av motsatt ladede ioner. For eksempel blir et natriumatom, som gir fra seg elektronet sitt, til et positivt ladet ion, og et kloratom, som aksepterer dette elektronet, blir til et negativt ladet ion. På grunn av elektrostatisk tiltrekning mellom natrium- og klorioner oppstår en ionisk binding:

Na + Cl Na + + Cl – Na + Cl –

Natriumkloridmolekyler eksisterer bare i damptilstand. I fast (krystallinsk) tilstand består ioniske forbindelser av regelmessig ordnede positive og negative ioner. I dette tilfellet er det ingen molekyler.

Ionebinding kan betraktes som et ekstremt tilfelle av kovalent binding.

3. Metallkoblingfinnes i metaller og legeringer. Det utføres på grunn av tiltrekningen mellom metallioner og delte elektroner (disse er valenselektroner som har forlatt sine orbitaler og beveger seg gjennom metallstykket mellom ionene - "elektrongass").

4. Hydrogenbinding er en slags binding som oppstår mellom et hydrogenatom i ett molekyl, som har en delvis positiv ladning, og et elektronegativt atom til et annet eller samme molekyl. Hydrogenbinding kan være intermolekylær eller intramolekylær. HF…HF…HF Indikert med prikker. Svakere enn kovalent.

Denne artikkelen snakker om hva en kovalent ikke-polar binding er. Dens egenskaper og typene atomer som danner den er beskrevet. Stedet for kovalente bindinger blant andre typer atomforbindelser er vist.

Fysikk eller kjemi?

Det er et slikt fenomen i samfunnet: en del av en homogen gruppe anser den andre som mindre intelligent, mer klønete. For eksempel ler britene av irene, musikere som spiller strenger ler av cellister, og innbyggere i Russland ler av representanter for den etniske gruppen Chukotka. Dessverre er vitenskapen intet unntak: fysikere anser kjemikere for å være annenrangs forskere. Imidlertid gjør de dette forgjeves: det er noen ganger veldig vanskelig å skille hva som er fysikk og hva som er kjemi. Et slikt eksempel ville være metoder for å forbinde atomer i et stoff (for eksempel en kovalent ikke-polar binding): strukturen til atomet er klart fysikk produksjonen av jernsulfid fra jern og svovel med egenskaper som er forskjellige fra både Fe og S kjemi, men hvordan man fra de to forskjellige atomene får en homogen forbindelse - verken det ene eller det andre. Det er et sted midt i mellom, men tradisjonelt sett studeres bindingsvitenskap som en gren av kjemi.

Elektroniske nivåer

Antallet og arrangementet av elektroner i et atom bestemmes av fire kvantetall: hoved, orbital, magnetisk og spinn. Så, i henhold til kombinasjonen av alle disse tallene, er det bare to s-elektroner i den første orbitalen, to s-elektroner og seks p-elektroner i den andre, og så videre. Når ladningen til kjernen øker, øker også antallet elektroner, og fyller flere og flere nivåer. De kjemiske egenskapene til et stoff bestemmes av hvor mange og hva slags elektroner som er i skallet til atomene. En kovalent binding, polar og upolar, dannes hvis det er ett fritt elektron i de ytre orbitalene til to atomer.

Dannelse av kovalent binding

Til å begynne med bør det bemerkes at det er feil å si "bane" og "posisjon" i forhold til elektroner i elektronskallet til atomer. I henhold til Heisenberg-prinsippet er det umulig å bestemme den nøyaktige plasseringen av en elementær partikkel. I dette tilfellet ville det være mer riktig å snakke om en elektronsky, som om den "smurt" rundt kjernen i en bestemt avstand. Så hvis to atomer (noen ganger de samme, noen ganger forskjellige kjemiske elementer) hver har ett fritt elektron, kan de kombinere dem til en felles orbital. Dermed tilhører begge elektronene to atomer samtidig. På denne måten dannes for eksempel en kovalent upolar binding.

Egenskaper til kovalente bindinger

En kovalent binding har fire egenskaper: retningsevne, metningsevne, polaritet og polariserbarhet. Avhengig av kvaliteten deres, vil de kjemiske egenskapene til det resulterende stoffet endres: metning viser hvor mange bindinger dette atomet er i stand til å skape, retningsbestemmelse viser vinkelen mellom bindinger, polariserbarhet er satt av et skifte i tetthet mot en av bindingsdeltakerne. Polaritet er assosiert med et slikt konsept som elektronegativitet, og indikerer hvordan en kovalent upolar binding skiller seg fra en polar. Generelt sett er elektronegativiteten til et atom evnen til å tiltrekke seg (eller frastøte) elektroner fra naboer i stabile molekyler. For eksempel er de mest elektronegative kjemiske elementene oksygen, nitrogen, fluor og klor. Hvis elektronegativiteten til to forskjellige atomer er den samme, vises en kovalent upolar binding. Oftest skjer dette hvis to atomer av samme kjemiske stoff kombineres til et molekyl, for eksempel H 2, N 2, Cl 2. Men dette er ikke nødvendigvis tilfelle: i PH 3-molekyler er den kovalente bindingen også ikke-polar.

Vann, krystall, plasma

Det er flere typer bindinger i naturen: hydrogen, metalliske, kovalente (polare, ikke-polare), ioniske. Bindingen bestemmes av strukturen til det ufylte elektronskallet og bestemmer både strukturen og egenskapene til stoffet. Som navnet antyder, finnes metallisk binding bare i krystaller av visse kjemikalier. Det er typen forbindelse mellom metallatomer som bestemmer deres evne til å lede elektrisk strøm. Faktisk er moderne sivilisasjon bygget på denne eiendommen. Vann, det viktigste stoffet for mennesker, er resultatet av en kovalent binding mellom ett oksygenatom og to hydrogenatomer. Vinkelen mellom disse to forbindelsene bestemmer de unike egenskapene til vannet. Mange stoffer, foruten vann, har gunstige egenskaper bare fordi deres atomer er forbundet med en kovalent binding (polar og upolar). Ionebinding finnes oftest i krystaller. Det mest veiledende er de nyttige egenskapene til lasere. Nå kommer de i forskjellige former: med en arbeidsvæske i form av gass, væske, til og med et organisk fargestoff. Men en solid-state laser har fortsatt det optimale forholdet mellom kraft, størrelse og kostnad. Imidlertid er en kovalent ikke-polar kjemisk binding, som andre typer interaksjon av atomer i molekyler, iboende i stoffer i tre aggregeringstilstander: fast, flytende, gassformig. For den fjerde aggregerte tilstanden til materie, plasma, gir det ingen mening å snakke om forbindelse. Faktisk er det en høyt ionisert oppvarmet gass. Imidlertid kan molekyler av stoffer som er faste under normale forhold - metaller, halogener osv. - være i plasmatilstand. Det er bemerkelsesverdig at denne aggregerte materiens tilstand opptar det største volumet av universet: stjerner, stjernetåker, til og med interstellart rom er en blanding av forskjellige typer plasma. De minste partiklene som kan trenge gjennom solpanelene til kommunikasjonssatellitter og deaktivere GPS-systemet er støvete lavtemperaturplasma. Dermed representerer verden kjent for folk, der det er viktig å kjenne typen kjemisk binding av stoffer, en veldig liten del av universet rundt oss.

Ris. 2.1. Dannelsen av molekyler fra atomer er ledsaget av omfordeling av elektroner av valens orbitaler og fører til få energi, siden energien til molekyler viser seg å være mindre enn energien til ikke-interagerende atomer. Figuren viser et diagram over dannelsen av en ikke-polar kovalent kjemisk binding mellom hydrogenatomer.

§2 Kjemisk binding

Under normale forhold er den molekylære tilstanden mer stabil enn atomtilstanden (Fig. 2.1). Dannelsen av molekyler fra atomer er ledsaget av en omfordeling av elektroner i valensorbitaler og fører til en gevinst i energi, siden energien til molekyler er mindre enn energien til ikke-interagerende atomer(Vedlegg 3). Kreftene som holder atomer i molekyler kalles samlet kjemisk forbindelse.

Den kjemiske bindingen mellom atomer utføres av valenselektroner og er av elektrisk natur . Det er fire hovedtyper av kjemiske bindinger: kovalent,ionisk,metall Og hydrogen.

1 Kovalent binding

En kjemisk binding utført av elektronpar kalles atom eller kovalent . Forbindelser med kovalente bindinger kalles atom eller kovalent .

Når en kovalent binding oppstår, oppstår en overlapping av elektronskyer av samvirkende atomer, ledsaget av frigjøring av energi (fig. 2.1). I dette tilfellet vises en sky med økt tetthet av negativ ladning mellom de positivt ladede atomkjernene. På grunn av virkningen av Coulombs tiltrekningskrefter mellom ulik ladninger, favoriserer en økning i tettheten til den negative ladningen sammenføringen av kjerner.

En kovalent binding dannes av uparrede elektroner i de ytre skallene til atomer . I dette tilfellet dannes elektroner med motsatte spinn elektronpar(Fig. 2.2), felles for interagerende atomer. Hvis én kovalent binding (ett vanlig elektronpar) har oppstått mellom atomer, kalles det enkelt, dobbel, dobbel osv.

Energi er et mål på styrken til en kjemisk binding. E sv brukt på å bryte bindingen (økning i energi ved dannelse av en forbindelse fra individuelle atomer). Denne energien måles vanligvis per 1 mol. stoffer og uttrykkes i kilojoule per mol (kJ∙mol –1). Energien til en enkelt kovalent binding ligger i området 200–2000 kJmol –1.

Ris. 2.2. Kovalent binding er den vanligste typen kjemisk binding som oppstår på grunn av deling av et elektronpar gjennom en utvekslingsmekanisme (EN), når hvert av de interagerende atomene leverer ett elektron, eller gjennom en donor-akseptormekanisme (b) når et elektronpar deles av ett atom (donor) til et annet atom (akseptor).

En kovalent binding har egenskapene metning og fokus . Metningen av en kovalent binding forstås som atomers evne til å danne et begrenset antall bindinger med naboene, bestemt av antallet uparede valenselektroner. Retningsevnen til en kovalent binding gjenspeiler det faktum at kreftene som holder atomer nær hverandre er rettet langs den rette linjen som forbinder atomkjernene. I tillegg, kovalent binding kan være polar eller ikke-polar .

Når ikke-polar I en kovalent binding er elektronskyen dannet av et felles elektronpar fordelt i rommet symmetrisk i forhold til kjernene til begge atomene. En ikke-polar kovalent binding dannes mellom atomer av enkle stoffer, for eksempel mellom identiske atomer av gasser som danner diatomiske molekyler (O 2, H 2, N 2, Cl 2, etc.).

Når polar I en kovalent binding forskyves elektronskyen til bindingen mot ett av atomene. Dannelsen av polare kovalente bindinger mellom atomer er karakteristisk for komplekse stoffer. Et eksempel er molekylene til flyktige uorganiske forbindelser: HCl, H 2 O, NH 3, etc.

Graden av forskyvning av den totale elektronskyen mot ett av atomene under dannelsen av en kovalent binding (grad av bindingspolaritet ) bestemmes hovedsakelig av ladningen til atomkjerner og radiusen til interagerende atomer .

Jo større ladning en atomkjerne har, desto sterkere tiltrekker den seg en sky av elektroner. Samtidig, jo større radius atomet har, jo svakere holdes de ytre elektronene nær atomkjernen. Den kombinerte effekten av disse to faktorene kommer til uttrykk i forskjellige atomers forskjellige evne til å "trekke" skyen av kovalente bindinger mot seg selv.

Evnen til et atom i et molekyl til å tiltrekke elektroner til seg selv kalles elektronegativitet. . Dermed karakteriserer elektronegativitet et atoms evne til å polarisere en kovalent binding: jo større elektronegativiteten til et atom, jo ​​sterkere forskyves elektronskyen til den kovalente bindingen mot det .

En rekke metoder har blitt foreslått for å kvantifisere elektronegativitet. I dette tilfellet har den klareste fysiske betydningen metoden foreslått av den amerikanske kjemikeren Robert S. Mulliken, som bestemte elektronegativitet  av et atom som halvparten av summen av dets energi E e elektronaffinitet og energi E Jeg ionisering av atom:

. (2.1)

Ioniseringsenergi Et atom er energien som må brukes for å "rive av" et elektron fra det og fjerne det til en uendelig avstand. Ioniseringsenergi bestemmes ved fotoionisering av atomer eller ved å bombardere atomer med elektroner akselerert i et elektrisk felt. Den minste verdien av foton- eller elektronenergi som blir tilstrekkelig til å ionisere atomer kalles deres ioniseringsenergi E Jeg. Denne energien uttrykkes vanligvis i elektronvolt (eV): 1 eV = 1,610 –19 J.

Atomer er mest villige til å gi fra seg ytre elektroner metaller, som inneholder et lite antall uparrede elektroner (1, 2 eller 3) på det ytre skallet. Disse atomene har den laveste ioniseringsenergien. Dermed kan størrelsen på ioniseringsenergien tjene som et mål på den større eller mindre "metallisiteten" til et element: jo lavere ioniseringsenergien er, jo mer uttalt metallegenskaper element.

I den samme undergruppen av det periodiske systemet av elementer av D.I. Mendeleev, med en økning i atomnummeret til et element, avtar dets ioniseringsenergi (tabell 2.1), som er assosiert med en økning i atomradius (tabell 1.2), og , følgelig med en svekkelse av bindingen til eksterne elektroner med kjernen. For elementer fra samme periode øker ioniseringsenergien med økende atomnummer. Dette skyldes en reduksjon i atomradius og en økning i kjernefysisk ladning.

Energi E e, som frigjøres når et elektron legges til et fritt atom, kalles Elektron affinitet(også uttrykt i eV). Frigjøringen (snarere enn absorpsjon) av energi når et ladet elektron fester seg til noen nøytrale atomer, forklares av det faktum at de mest stabile atomene i naturen er de med fylte ytre skall. Derfor, for de atomene hvis skall er "litt ufylt" (dvs. 1, 2 eller 3 elektroner mangler før fylling), er det energetisk gunstig å feste elektroner til seg selv og bli til negativt ladede ioner 1 . Slike atomer inkluderer for eksempel halogenatomer (tabell 2.1) - elementer i den syvende gruppen (hovedundergruppen) av D.I. Mendeleevs periodiske system. Elektronaffiniteten til metallatomer er vanligvis null eller negativ, dvs. Det er energetisk ugunstig for dem å feste ekstra elektroner for å holde dem inne i atomene. Elektronaffiniteten til ikke-metalliske atomer er alltid positiv og jo større, jo nærmere er ikke-metallet en edel (inert) gass i det periodiske systemet. Dette indikerer en økning ikke-metalliske egenskaper når vi nærmer oss slutten av perioden.

Fra alt som er sagt er det klart at elektronegativiteten (2.1) til atomer øker i retning fra venstre til høyre for elementer i hver periode og avtar i retning fra topp til bunn for elementer fra samme gruppe i Mendeleev-perioden system. Det er imidlertid ikke vanskelig å forstå at for å karakterisere graden av polaritet til en kovalent binding mellom atomer, er det ikke den absolutte verdien av elektronegativitet som er viktig, men forholdet mellom elektronegativiteten til atomene som danner bindingen. Derfor i praksis bruker de relative elektronegativitetsverdier(Tabell 2.1), tar elektronegativiteten til litium som enhet.

For å karakterisere polariteten til en kovalent kjemisk binding, brukes forskjellen i den relative elektronegativiteten til atomer. Vanligvis anses bindingen mellom atom A og B som rent kovalent hvis |  EN – B|0,5.