A elektronegativitás egy atomnak az a tendenciája, hogy vonzza az elektronokat maga felé, amikor egy másik kémiai elemhez kapcsolódik. kovalens kötésen keresztül, vagyis abban, hogy megosszák az elektronokat, ezt a molekulát tekintve izolált.
Vegyünk két példát a bemutatott koncepció jobb megértése érdekében:
1. példa: Hidrogéngáz-molekula: H2 → H - H
Ha két hidrogénatom összeáll, akkor az egyes atommagok vonzereje egyszerre jelentkezik. Ezen atomok egyike a másik atom elektronja által és az elektron és a kettő magja közötti taszító erők atomok. Amikor ezek az erők egyensúlyba kerülnek, a két elektron az elektroszférák azon részén található, amely valahol a kettő között van. a molekula atomjai, amelyekben mindkettő kölcsönhatásba lép a két elektronnal, stabilakká válnak, vagyis a két atomnak egy pár elektronok.
Ez egy kovalens kötés, amely molekulát alkot. De mivel ennek a molekulának a két atomja pontosan megegyezik, az elektronok egymáshoz vonzásának módja is megegyezik. Tehát ezt mondjuk nincs elektronegativitási különbség vagy hogy ő apoláris.
2. példa: Hidrogén-klorid molekula: HC2
Ebben az esetben egy elektronpár megosztását különböző elemek között hajtják végre, mert ezzel kapcsolatban a klóratom nagyobb intenzitással vonzza az elektronokat, mint a hidrogén. Ezért azt mondjuk, hogy a klór elektronegatívabb, mint a hidrogén.
Amint az alábbi ábrán látható, az elektronegativitás különbsége miatt a elektromos dipólus (μ), amelyek két elektromos monopólus, az elektronokat általában jobban vonzza a klór. Tehát a H ─ Cℓ kötésnek részleges negatív töltése lesz a klórban (δ-) és a hidrogén részleges pozitív töltése (δ+). Tehát ez egy molekula elektronegativitás különbséggel és van poláris:
Ez azt mutatja, hogy az elektronegativitás inkább relatív, mint abszolút mennyiség, mivel az atomok által a kovalens kötésben kifejtett erők összehasonlításának figyelembevételével határozható meg.
Az elektronegativitás kiszámítására többféle módszer létezik, de a leggyakoribb a Pauling által javasolt elektronegativitási skála. Tegyük fel, hogy van egy általános molekulánk A ─ B. Pauling azt javasolta, hogy ennek a D-vel szimbolizált molekulának a kötési energiáját a kötési energiák számtani átlagának összege adja meg (D) e két atom gázmolekuláinak, vagyis A-A és B-B, az adott molekula egyes atomjainak elektronegativitásbeli különbségének négyzetével (xA és xB):
D(A-B) = [D(A-A) + D(B-B)] + k (xA - xB)2
A fenti képletben szereplő k állandó értéke 96,5 kJ. mol-1. Pauling tetszőleges értéket adott a hidrogén elektronegativitásának, amely 2,1 volt, és ily módon sikerült felfedezni a többi elem elektronegativitási értékét a vonatkozásában ő.
E módszer alapján a periódusos rendszer elemei számára a nemesgázok kivételével megadták a Pauling-féle elektronegativitási értékeket.
Vegye figyelembe, hogy ezek az értékek periodikus tulajdonságok, mivel időszakosan változnak az elemek atomszámának függvényében. Lásd például, hogy a legtöbb elektronegatív elem az asztal jobb felső sarkában található, vagyis fluor (4,0) és oxigén (3,5), és a legkevesebb elektronegatív a bal alsó sarokban található, amelyek francium (0,8) és cézium (0,8).
Ennek alapján létrehozták még a legtöbb elektronegatív elem elektronegativitási sorát, amelyek általában a legjobban működnek:
F> O> N> C3> Br> I> S> C> P> H
Lásd az elektronegativitás értékeit:
4,0 > 3,5 > 3,0 > 3,0 > 2,8 > 2,5 > 2,5 > 2,5 < 2,1
Van egyfajta "trükk" az elektronegativitás ezen sorának díszítésére, amelyet az alábbi mondat ad meg, amelyben az egyes szavak kezdőbetűi megfelelnek a kérdéses elemek szimbólumának:
“FSzia Onincs NO Clube, brkaptam énsJaj Çhaldoklik Pa Hkórház"
Tehát elmondhatjuk az elektronegativitás olyan periódusos tulajdonság, amely balról jobbra és alulról felfelé növekszik a periódusos rendszerben.
Ennek oka az atomsugár nagysága. Minél nagyobb egy atom sugara, annál távolabb vannak a közös elektronok a magjától, és ezért annál gyengébb a vonzerő közöttük. Az ellenkezője is igaz, minél kisebb az atom sugara, annál közelebb lesznek az elektronok a maghoz, és annál nagyobb a vonzerő közöttük. Így a következőket vonhatjuk le:
Az elektronegativitás csökken az atomsugár csökkenésével.
Írta: Jennifer Fogaça
Kémia szakon végzett
Forrás: Brazil iskola - https://brasilescola.uol.com.br/quimica/eletronegatividade.htm
