ה שלילי אלקטרוני זו נטייתו של אטום למשוך אלקטרונים לעברו כאשר הוא מקושר לאלמנט כימי אחר. דרך קשר קוולנטי, כלומר, בו יש שיתוף של אלקטרונים, בהתחשב במולקולה זו ככזו מְבוּדָד.
בואו ניקח בחשבון שתי דוגמאות כדי להבין טוב יותר את המושג שהוצג:
דוגמה 1: מולקולת גז מימן: H2 → H - H
כששני אטומי מימן מתאחדים, כוחות המשיכה בין הגרעין של כל אחד מהם מתרחשים בו זמנית. אחד האטומים הללו על ידי האלקטרון של האטום האחר וכוחות הדחייה בין האלקטרונים לגרעינים של השניים אטומים. כאשר כוחות אלה מגיעים לשיווי משקל, שני האלקטרונים נמצאים באזור האלקטרוספירות שנמצא איפשהו בין השניים. אטומי המולקולה, שבה שניהם מתקשרים עם שני האלקטרונים והופכים יציבים, כלומר שני האטומים חולקים זוג אלקטרונים.
זהו קשר קוולנטי, היוצר מולקולה. אך מכיוון ששני האטומים של המולקולה הזו זהים לחלוטין, גם הדרך בה הם מושכים אלקטרונים זה לזה. אז אנחנו אומרים את זה אין הבדל אלקטרונטיבי או שהיא זה אפולרי.
דוגמה שנייה: מולקולת מימן כלורי: HCℓ
במקרה זה, השיתוף של זוג אלקטרונים מתבצע בין אלמנטים שונים, מכיוון שבקשר זה, אטום הכלור מושך אליו אלקטרונים בעוצמה גדולה יותר ממימן. לכן, אנו אומרים כי כלור הוא יותר אלקטרוני שלילי ממימן.
כפי שמוצג באיור שלהלן, בשל ההבדל בנגטיביות אלקטרונית, א דיפול חשמלי (μ), שהם שני מונופול חשמלי, כאשר אלקטרונים נוטים להימשך יותר לכלור. אז לקשר H ─ Cℓ יהיה מטען שלילי חלקי על כלור (δ-) ומטען חיובי חלקי על מימן (δ+). אז זו מולקולה עם הבדל אלקטרונטיבי והוא קוֹטבִי:
זה מראה לנו שהאלקטרוניגטיביות היא כמות יחסית, ולא מוחלטת, שכן היא נקבעת על ידי התחשבות בהשוואות כוחות המופעלים על ידי אטומים בקשר קוולנטי.
ישנן מספר דרכים לחישוב שליליות אלקטרונית, אך הנפוצה ביותר היא הסולם האלקטרוני-שלילי שהציע פאולינג. נניח שיש לנו מולקולה גנרית A ─ B. פאולינג הציע כי אנרגיית הקישור של מולקולה זו, המסומלת על ידי D, תינתן בסכום הממוצע החשבוני של אנרגיות הקישור. (ד) של מולקולות הגז של שני האטומים הללו, כלומר A-A ו- B-B, עם ריבוע ההפרש באלקטרואנגטיביות של כל אטום של אותה מולקולה (איקסה ו- xב):
אל תפסיק עכשיו... יש עוד אחרי הפרסום;)
ד(A-B) = [ד(A-A) + ד(ב-ב)] + k (xה - איקסב)2
הקבוע הקבוע בנוסחה שלעיל שווה ל 96.5 קג''י. mol-1. פאולינג הקצה ערך שרירותי לאלקטרוני שלילי המימן, שהיה 2.1, וכן בדרך זו ניתן היה לגלות את ערך האלקטרוני-שלילי של האלמנטים האחרים ביחס ל הוא.
בהתבסס על שיטה זו, ערכי אלקטרוניגטיביות של פאולינג ניתנו עבור יסודות הטבלה המחזורית, למעט הגזים האצילים.
שימו לב שערכים אלה הם מאפיין תקופתי מכיוון שהם משתנים מעת לעת על סמך המספרים האטומיים של היסודות. ראה, למשל, שהיסודות האלקטרוניים ביותר הם אלה שבפינה הימנית העליונה של השולחן, כלומר פלואור (4.0) וחמצן (3.5), והפחות אלקטרוניים שליליים הם אלה שבפינה השמאלית התחתונה, שהם פרנציום (0.8) וצזיום (0,8).
על סמך זה, היא אף נוצרה שורה של אלקטרונגטיביות של האלמנטים האלקטרוניים ביותר שנוטים לעבוד הכי הרבה:
F> O> N> Cℓ> Br> I> S> C> P> H
ראה את ערכי האלקטרוני-שליליות:
4,0 > 3,5 > 3,0 > 3,0 > 2,8 > 2,5 > 2,5 > 2,5 < 2,1
יש מעין "טריק" לקישוט שורת אלקטרונית-שליליות זו, אשר ניתנת על ידי המשפט שלהלן, שבו ראשי התיבות של כל מילה תואמים לסמל היסודות הנדונים:
“Fהיי אואין נאו קלube, brיש לי אניסאאוץ Çגְסִיסָה פבשביל ה הבית חולים"
אז אנחנו יכולים לומר את זה electronegativity הוא מאפיין תקופתי שגדל משמאל לימין ומלמטה למעלה בטבלה המחזורית.
הסיבה לכך היא גודל הרדיוס האטומי. ככל שרדיוס האטום גדול יותר, כך האלקטרונים המשותפים רחוקים יותר מהגרעין שלו, ולכן המשיכה ביניהם חלשה יותר. ההפך הוא הנכון, ככל שרדיוס האטום קטן יותר, כך האלקטרונים יהיו קרובים יותר לגרעין והמשיכה ביניהם גדולה יותר. לפיכך, אנו יכולים להסיק את הדברים הבאים:
השלכות האלקטרוניות גדלות עם רדיוס האטום יורד.
מאת ג'ניפר פוגאצה
בוגר כימיה
