THE elektronegativnost tendencija je atoma da privlači elektrone prema sebi kada je povezan s drugim kemijskim elementom. kroz kovalentnu vezu, odnosno u kojoj se dijele elektroni, uzimajući u obzir ovu molekulu izolirani.
Razmotrimo dva primjera za bolje razumijevanje predstavljenog koncepta:
1. primjer: Molekula plinovitog vodika: H2 → H - H
Kada se dva atoma vodika spoje, istodobno se javljaju sile privlačenja između jezgre svakog od njih. jedan od tih atoma elektronom drugog atoma i sile odbijanja između elektrona i jezgri dvaju atoma. Kad te sile dosegnu ravnotežu, dva elektrona nalaze se u području elektrosfera koje je negdje između njih. atoma molekule, u kojima oba djeluju s dva elektrona, postajući stabilni, tj. dva atoma dijele par elektroni.
Ovo je kovalentna veza koja tvori molekulu. No budući da su dva atoma ove molekule potpuno jednaka, način na koji privlače elektrone također je jednak. Pa to kažemo nema razlike u elektronegativnosti ili da ona to je apolarno.
2. primjer: Molekula klorovodika: HCℓ
U ovom se slučaju dijeljenje elektronskog para vrši između različitih elemenata, jer, s tim u vezi, atom klora privlači elektrone većim intenzitetom od vodika. Stoga kažemo da je klor elektronegativniji od vodika.
Kao što je prikazano na donjoj slici, zbog razlike u elektronegativnosti, a električni dipol (μ), to su dva električna monopola, s elektronima koji teže kloru. Tako će veza H ─ Cℓ imati djelomični negativni naboj na kloru (δ-) i djelomičnog pozitivnog naboja na vodiku (δ+). Dakle, ovo je molekula s razlikom elektronegativnosti i je polarni:
To nam pokazuje da je elektronegativnost relativna, a ne apsolutna veličina, jer se određuje uzimajući u obzir usporedbe sila koje atomi djeluju u kovalentnoj vezi.
Postoji nekoliko načina izračunavanja elektronegativnosti, ali najčešći je skala elektronegativnosti koju je predložio Pauling. Recimo da imamo generičku molekulu A ─ B. Pauling je predložio da se energija vezanja ove molekule, koju simbolizira D, daje zbrojem aritmetičke sredine energija vezanja (D) molekula plina ova dva atoma, to jest A-A i B-B, s kvadratom razlike u elektronegativnostima svakog atoma te molekule (xTHE i xB):
Ne zaustavljaj se sada... Ima još toga nakon oglašavanja;)
D(A-B) = [D(A-A) + D(B-B)] + k (xTHE - xB)2
Konstanta k u gornjoj formuli jednaka je 96,5 kJ. mol-1. Pauling je dodijelio proizvoljnu vrijednost elektronegativnosti vodika, koja je bila 2,1, i, na taj je način bilo moguće otkriti vrijednost elektronegativnosti ostalih elemenata u odnosu na on.
Na temelju ove metode dane su Paulingove vrijednosti elektronegativnosti za elemente Periodnog sustava, s izuzetkom plemenitih plinova.
Imajte na umu da su ove vrijednosti povremeno svojstvo jer se povremeno mijenjaju u ovisnosti o atomskim brojevima elemenata. Pogledajte, na primjer, da su najviše elektronegativni elementi oni u gornjem desnom kutu tablice, to jest fluor (4.0) i kisik (3.5), a najmanje elektronegativni su oni u donjem lijevom kutu, a to su francij (0.8) i cezij (0,8).
Na temelju toga, čak je stvoren niz elektronegativnosti najelektronegativnijih elemenata koji se najčešće rade:
F> O> N> Cℓ> Br> I> S> C> P> H
Pogledajte vrijednosti elektronegativnosti:
4,0 > 3,5 > 3,0 > 3,0 > 2,8 > 2,5 > 2,5 > 2,5 < 2,1
Postoji svojevrsni "trik" za ukrašavanje ovog reda elektronegativnosti, što je dano rečenicom u nastavku, u kojoj početni znak svake riječi odgovara simbolu dotičnih elemenata:
“Fbok Onemam NO Klube, brimam JasJao Çumiranje Strza Hbolnica"
Tako da to možemo reći elektronegativnost je periodično svojstvo koje se povećava s lijeva na desno i od dna prema vrhu na Periodnom sustavu.
To je zbog veličine atomskog radijusa. Što je radijus atoma veći, to su dijeljeni elektroni udaljeniji od njegove jezgre i, prema tome, slabija privlačnost između njih. Tačno je i suprotno, što je manji atomski radijus, elektroni će biti bliže jezgri i veća će privlačnost između njih biti. Dakle, možemo zaključiti sljedeće:
Elektronegativnost raste sa smanjenjem atomskog radijusa.
Napisala Jennifer Fogaça
Diplomirao kemiju
