Ο ηλεκτροαρνητικότητα Είναι η τάση ενός ατόμου να προσελκύει ηλεκτρόνια προς το ίδιο όταν συνδέεται με ένα άλλο χημικό στοιχείο. μέσω ενός ομοιοπολικού δεσμού, δηλαδή, στον οποίο τα ηλεκτρόνια μοιράζονται, θεωρώντας αυτό το μόριο ως απομονωμένος.
Ας εξετάσουμε δύο παραδείγματα για να κατανοήσουμε καλύτερα την έννοια που παρουσιάζεται:
1ο Παράδειγμα: Μόριο αερίου υδρογόνου: Η2 → Η - Η
Όταν δύο άτομα υδρογόνου ενώνονται, οι δυνάμεις έλξης μεταξύ του πυρήνα του καθενός εμφανίζονται ταυτόχρονα. ένα από αυτά τα άτομα από το ηλεκτρόνιο του άλλου ατόμου και δυνάμεις απώθησης μεταξύ των ηλεκτρονίων και των πυρήνων των δύο άτομα. Όταν αυτές οι δυνάμεις φτάσουν σε ισορροπία, τα δύο ηλεκτρόνια βρίσκονται σε μια περιοχή των ηλεκτροσφαιρών που βρίσκεται κάπου μεταξύ των δύο. άτομα του μορίου, στο οποίο και τα δύο αλληλεπιδρούν με τα δύο ηλεκτρόνια, καθιστώντας σταθερά, δηλαδή, τα δύο άτομα μοιράζονται ένα ζευγάρι ηλεκτρόνια.
Αυτός είναι ένας ομοιοπολικός δεσμός, ο οποίος σχηματίζει ένα μόριο. Αλλά επειδή τα δύο άτομα αυτού του μορίου είναι ακριβώς τα ίδια, ο τρόπος με τον οποίο προσελκύουν ηλεκτρόνια μεταξύ τους είναι επίσης ο ίδιος. Έτσι το λέμε αυτό
δεν υπάρχει διαφορά ηλεκτροπαραγωγικότητας ή ότι αυτή είναι απολίος.2ο Παράδειγμα: Μόριο υδροχλωρίου: HC3
Σε αυτήν την περίπτωση, η κοινή χρήση ενός ζεύγους ηλεκτρονίων πραγματοποιείται μεταξύ διαφορετικών στοιχείων, επειδή, σε αυτή τη σύνδεση, το άτομο χλωρίου προσελκύει ηλεκτρόνια με μεγαλύτερη ένταση από το υδρογόνο. Επομένως, λέμε ότι το χλώριο είναι περισσότερο ηλεκτροαρνητικό από το υδρογόνο.
Όπως φαίνεται στο παρακάτω σχήμα, λόγω της διαφοράς στην ηλεκτροπαραγωγικότητα, a ηλεκτρικό δίπολο (μ), που είναι δύο ηλεκτρικά μονοπόλια, με ηλεκτρόνια που τείνουν να προσελκύονται περισσότερο από το χλώριο. Έτσι, ο δεσμός H-Cℓ θα έχει μερικό αρνητικό φορτίο στο χλώριο (δ-) και ένα μερικό θετικό φορτίο στο υδρογόνο (δ+). Αυτό είναι λοιπόν ένα μόριο με διαφορά ηλεκτροαρνητικότητας και είναι πολικός:
Αυτό μας δείχνει ότι η ηλεκτροπαραγωγικότητα είναι μια σχετική παρά μια απόλυτη ποσότητα, καθώς καθορίζεται λαμβάνοντας υπόψη συγκρίσεις δυνάμεων που ασκούνται από άτομα σε έναν ομοιοπολικό δεσμό.
Υπάρχουν διάφοροι τρόποι για τον υπολογισμό της ηλεκτροπαραγωγικότητας, αλλά ο πιο συνηθισμένος είναι την κλίμακα ηλεκτροπαραγωγικότητας που πρότεινε ο Pauling. Ας πούμε ότι έχουμε ένα γενικό μόριο Α ─ Β Ο Pauling πρότεινε ότι η δεσμευτική ενέργεια αυτού του μορίου, που συμβολίζεται με το D, θα δοθεί από το άθροισμα του αριθμητικού μέσου των δεσμευτικών ενεργειών. (D) των αερίων μορίων αυτών των δύο ατόμων, δηλαδή, A-A και B-B, με το τετράγωνο της διαφοράς στις ηλεκτροναγονητικότητες κάθε ατόμου αυτού του μορίου (ΧΟ και xσι):
ρε(Α-Β) = [Δ(Α-Α) + Δ(ΒΒ)] + k (xΟ - Χσι)2
Η σταθερά k στον παραπάνω τύπο ισούται με 96,5 kJ. mol-1. Ο Pauling εκχώρησε μια αυθαίρετη τιμή για την ηλεκτροαρνητικότητα του υδρογόνου, η οποία ήταν 2,1, και, Με αυτόν τον τρόπο, ήταν δυνατό να ανακαλυφθεί η τιμή της ηλεκτροπαραγωγικότητας των άλλων στοιχείων σε σχέση με αυτός.
Με βάση αυτήν τη μέθοδο, δόθηκαν οι τιμές ηλεκτροαραγωγικότητας Pauling για τα στοιχεία του Περιοδικού Πίνακα, με εξαίρεση τα ευγενή αέρια.
Σημειώστε ότι αυτές οι τιμές είναι μια περιοδική ιδιότητα καθώς ποικίλλουν περιοδικά με βάση τους ατομικούς αριθμούς των στοιχείων. Δείτε, για παράδειγμα, ότι τα πιο ηλεκτροαρνητικά στοιχεία είναι εκείνα στην επάνω δεξιά γωνία του τραπεζιού, δηλαδή φθόριο (4.0) και οξυγόνο (3.5), και το λιγότερο ηλεκτροαρνητικό είναι αυτά στην κάτω αριστερή γωνία, τα οποία είναι το φράγκο (0,8) και το καίσιο (0,8).
Με βάση αυτό, δημιουργήθηκε ακόμη και μια σειρά ηλεκτροαραγωγικότητας των πιο ηλεκτροαρνητικών στοιχείων που τείνουν να λειτουργούν περισσότερο:
F> O> N> Cℓ> Br> I> S> C> P> H
Δείτε τις τιμές ηλεκτροπαραγωγικότητας:
4,0 > 3,5 > 3,0 > 3,0 > 2,8 > 2,5 > 2,5 > 2,5 < 2,1
Υπάρχει ένα είδος "τέχνασμα" για να διακοσμήσετε αυτήν τη σειρά της ηλεκτροαναγονικότητας, η οποία δίνεται από την παρακάτω πρόταση, στην οποία το αρχικό κάθε λέξης αντιστοιχεί στο σύμβολο των εν λόγω στοιχείων:
“φάγεια Οδεν έχω ΝΟ Κλκύβος, αδερΕχω ΕγώμικρόΩχ ΝΤΟβαφή Πγια το Ηνοσοκομείο"
Έτσι μπορούμε να το πούμε αυτό Η ηλεκτροonegativity είναι μια περιοδική ιδιότητα που αυξάνεται από αριστερά προς τα δεξιά και από κάτω προς τα πάνω στον περιοδικό πίνακα.
Αυτό οφείλεται στο μέγεθος της ατομικής ακτίνας. Όσο μεγαλύτερη είναι η ακτίνα ενός ατόμου, τόσο πιο μακριά τα κοινά ηλεκτρόνια είναι από τον πυρήνα του και, επομένως, τόσο ασθενέστερη είναι η έλξη μεταξύ τους. Το αντίθετο ισχύει επίσης, όσο μικρότερη είναι η ατομική ακτίνα, τόσο πιο κοντά θα είναι τα ηλεκτρόνια στον πυρήνα και τόσο μεγαλύτερη είναι η έλξη μεταξύ τους. Έτσι, μπορούμε να συμπεράνουμε τα εξής:
Η ηλεκτροπαραγωγικότητα αυξάνεται με τη μείωση της ατομικής ακτίνας.
Από την Jennifer Fogaça
Αποφοίτησε στη Χημεία
Πηγή: Σχολείο της Βραζιλίας - https://brasilescola.uol.com.br/quimica/eletronegatividade.htm
