THE elektronegativnost tendencija je atoma da privlači elektrone prema sebi kada je povezan s drugim kemijskim elementom. kroz kovalentnu vezu, odnosno u kojoj postoji dijeljenje elektrona, uzimajući u obzir ovu molekulu izolirani.
Razmotrimo dva primjera za bolje razumijevanje predstavljenog koncepta:
1. primjer: Molekula plinovitog vodika: H2 → H - H
Kad 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. atomi molekule, u kojima oba djeluju s dva elektrona, postajući stabilni, tj. dva atoma dijele par elektroni.
![Vodik Stvaranje molekule vodika](/f/0c16b11c44dbfeda6e3aab258b4405c2.jpg)
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 djelomični pozitivni naboj na vodiku (δ+). Dakle, ovo je molekula s razlikom elektronegativnosti i je polarni:
![HCl Razlika elektronegativnosti u molekuli HCl](/f/726724b71515c71851c42ebfaa8e7c2f.jpg)
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 za izračunavanje 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):
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.
![Paulingova elektronegativnost Paulingove vrijednosti elektronegativnosti u Periodnom sustavu](/f/6b3aba0992a110d0effd8b11717d192a.jpg)
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.
![elektronegativnost Uzlazni redoslijed elektronegativnosti elemenata u periodnom sustavu](/f/aa3d4577da314c468f0b27e7934e362d.jpg)
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, to će elektroni biti bliže jezgri i veća će privlačnost biti među njima. Dakle, možemo zaključiti sljedeće:
Elektronegativnost raste sa smanjenjem atomskog radijusa.
Napisala Jennifer Fogaça
Diplomirao kemiju
Izvor: Brazil škola - https://brasilescola.uol.com.br/quimica/eletronegatividade.htm