THE elektronegatiivisuus atomilla on taipumus houkutella elektroneja itseään kohti, kun se on kytketty toiseen kemialliseen elementtiin. kovalenttisen sidoksen kautta, toisin sanoen jossa on elektronien jakaminen, pitäen tätä molekyyliä eristetty.
Tarkastellaan kahta esimerkkiä esitetyn konseptin ymmärtämiseksi paremmin:
1. esimerkki: Vetykaasumolekyyli: H2 → H - H
Kun kaksi vetyatomia tulee yhteen, kummankin ytimen väliset vetovoimat esiintyvät samanaikaisesti. yksi näistä atomeista toisen atomin elektronin kautta ja karkotusvoimat elektronien ja näiden kahden ytimen välillä atomeja. Kun nämä voimat saavuttavat tasapainon, nämä kaksi elektronia ovat elektropallojen alueella, joka on jossain näiden kahden välillä. molekyylin atomit, joissa molemmat ovat vuorovaikutuksessa kahden elektronin kanssa, muuttuvat stabiileiksi, toisin sanoen kahdella atomilla on pari elektronit.
Tämä on kovalenttinen sidos, joka muodostaa molekyylin. Mutta koska tämän molekyylin kaksi atomia ovat täsmälleen samat, myös tapa, jolla ne houkuttelevat elektroneja toisiinsa, on sama. Joten sanomme sen
elektronegatiivisuuseroa ei ole tai että hän se on apolaarinen.2. esimerkki: Kloorivetymolekyyli: HC2
Tällöin elektroniparin jakaminen tapahtuu eri elementtien välillä, koska tässä yhteydessä klooriatomi houkuttelee elektroneja voimakkaammin kuin vety. Siksi sanomme, että kloori on enemmän elektronegatiivista kuin vety.
Kuten alla olevassa kuvassa on esitetty, elektronegatiivisuuden eron vuoksi a sähköinen dipoli (μ), jotka ovat kaksi sähköistä monopolia, elektronien houkuttelemana enemmän klooria. Joten sidoksella H ─ Cℓ on osittainen negatiivinen kloorivaraus (δ-) ja osittainen positiivinen vetyvaraus (5+). Joten tämä on molekyyli elektronegatiivisuuden erolla ja on polaarinen:
Tämä osoittaa meille, että elektronegatiivisuus on pikemminkin suhteellinen kuin absoluuttinen määrä, koska se määritetään ottamalla huomioon atomien kovalenttisen sidoksen voimien vertailut.
On olemassa useita tapoja laskea elektronegatiivisuus, mutta yleisin on Paulingin ehdottama elektronegatiivisuusasteikko. Oletetaan, että meillä on yleinen molekyyli A ─ B. Pauling ehdotti, että tämän D: n symboloiman molekyylin sitoutumisenergia saadaan sitovien energioiden aritmeettisen keskiarvon summalla (D) näiden kahden atomin, toisin sanoen A-A: n ja B-B: n, kaasumolekyylien kanssa kyseisen molekyylin kunkin atomin elektronegatiivisuuksien erotuksen neliön kanssa (xTHE ja xB):
D(A-B) = [D(A-A) + D(B-B)] + k (xTHE - xB)2
Vakio k yllä olevassa kaavassa on yhtä suuri kuin 96,5 kJ. mol-1. Pauling antoi mielivaltaisen arvon vedyn elektronegatiivisuudelle, joka oli 2,1, ja tällä tavalla oli mahdollista löytää muiden elementtien elektronegatiivisuusarvo suhteessa hän.
Tämän menetelmän perusteella Paulingin elektronegatiivisuusarvot annettiin jaksollisen järjestelmän elementeille, lukuun ottamatta jalokaasuja.
Huomaa, että nämä arvot ovat jaksollisia ominaisuuksia, koska ne vaihtelevat jaksoittain elementtien atomilukujen perusteella. Katso esimerkiksi, että elektronegatiivisimmat elementit ovat taulukon oikeassa yläkulmassa olevat eli fluori (4,0) ja happi (3,5), ja vähiten elektronegatiivisia ovat vasemmassa alakulmassa olevat, jotka ovat frankium (0,8) ja cesium (0,8).
Tämän perusteella luotiin jopa rivi elektronegatiivisuudesta kaikkein elektronegatiivisimmista elementeistä, joita yleensä käytetään eniten:
F> O> N> C3> Br> I> S> C> P> H
Katso elektronegatiivisuusarvot:
4,0 > 3,5 > 3,0 > 3,0 > 2,8 > 2,5 > 2,5 > 2,5 < 2,1
Tämän elektronegatiivisuuden rivin koristamiseksi on eräänlainen "temppu", jonka antaa seuraava lause, jossa jokaisen sanan alkukirjaimet vastaavat kyseisten elementtien symbolia:
“FHei Oei ole NO Clube, brsain MinäsOeh Çkuolee Pvarten Hsairaala"
Joten voimme sanoa sen elektronegatiivisuus on jaksollinen ominaisuus, joka kasvaa jaksollisesta taulusta vasemmalta oikealle ja alhaalta ylös.
Tämä johtuu atomisäteen koosta. Mitä suurempi on atomin säde, sitä kauempana jaetut elektronit ovat sen ytimestä, ja siksi sitä heikompi vetovoima niiden välillä. Päinvastoin on totta, mitä pienempi atomisäde, sitä lähempänä elektronit ovat ytimeen ja sitä suurempi vetovoima niiden välillä on. Siten voimme päätellä seuraavaa:
Elektronegatiivisuus kasvaa atomisäteen pienentyessä.
Kirjailija: Jennifer Fogaça
Valmistunut kemian alalta
Lähde: Brasilian koulu - https://brasilescola.uol.com.br/quimica/eletronegatividade.htm
