DE elektronnegativitet det är en atoms tendens att attrahera elektroner mot sig själv när den är kopplad till ett annat kemiskt element. genom en kovalent bindning, det vill säga i vilken det finns delning av elektroner, med tanke på denna molekyl som isolerat.
Låt oss överväga två exempel för att bättre förstå konceptet som presenteras:
1: a exemplet: vätgasmolekyl: H2 → H - H
När två väteatomer kommer ihop, uppträder attraktionskrafter mellan kärnan i varje samtidigt. en av dessa atomer av elektronen från den andra atomen och avstötningskrafter mellan elektronerna och kärnorna hos de två atomer. När dessa krafter når jämvikt är de två elektronerna i ett område av elektrokulorna som ligger någonstans mellan de två. molekyler, i vilka båda interagerar med de två elektronerna och blir stabila, det vill säga de två atomerna delar ett par elektroner.
Detta är en kovalent bindning som bildar en molekyl. Men eftersom de två atomerna i denna molekyl är exakt samma, är det också samma sätt som de drar elektroner till varandra. Så vi säger det
det finns ingen skillnad i elektronegativitet eller att hon det är apolar.2: a Exempel: Vätekloridmolekyl: HC2
I detta fall utförs delningen av ett elektronpar mellan olika element, för i detta sammanhang kloratomen drar till sig elektroner med större intensitet än väte. Därför säger vi att klor är mer elektronegativt än väte.
Som visas i figuren nedan, på grund av skillnaden i elektronegativitet, a elektrisk dipol (μ), vilka är två elektriska monopol, med elektroner som tenderar att vara mer attraherade av klor. Så bindningen H ─ Cℓ kommer att ha en partiell negativ laddning på klor (δ-och en partiell positiv laddning på väte (δ+). Så det här är en molekyl med elektronegativitetsskillnad och är polär:
Detta visar oss att elektronegativitet är en relativ kvantitet, inte absolut, eftersom den bestäms genom att ta hänsyn till jämförelser av krafter som utövas av atomer i en kovalent bindning.
Det finns flera sätt att beräkna elektronegativitet, men det vanligaste är den elektronegativitetsskala som föreslagits av Pauling. Låt oss säga att vi har en generisk molekyl A - B. Pauling föreslog att bindningsenergin för denna molekyl, symboliserad av D, skulle ges av summan av det aritmetiska medelvärdet av bindningsenergierna (D) av gasmolekylerna i dessa två atomer, det vill säga A-A och B-B, med kvadraten för skillnaden i elektronegativiteter för varje atom i den molekylen (xDE och xB):
Sluta inte nu... Det finns mer efter reklam;)
D(A-B) = [D(A-A) + D(B-B)] + k (xDE - xB)2
Konstanten k i formeln ovan är 96,5 kJ. mol-1. Pauling tilldelade ett godtyckligt värde för elektronegativiteten för väte, som var 2,1, och på detta sätt var det möjligt att upptäcka elektronegativitetsvärdet för de andra elementen i förhållande till han.
Baserat på denna metod gavs Paulings elektronegativitetsvärden för elementen i det periodiska systemet, med undantag för ädelgaser.
Observera att dessa värden är en periodisk egenskap eftersom de varierar periodiskt baserat på elementens atomnummer. Se till exempel att de mest elektronegativa elementen är de i tabellens övre högra hörn, det vill säga fluor (4.0) och syre (3.5), och minst elektronegativ är de i nedre vänstra hörnet, som är francium (0,8) och cesium (0,8).
Baserat på detta skapades det till och med en rad elektronegativitet av de mest elektronegativa elementen som tenderar att fungera mest:
F> O> N> Cℓ> Br> I> S> C> P> H
Se elektronegativitetsvärdena:
4,0 > 3,5 > 3,0 > 3,0 > 2,8 > 2,5 > 2,5 > 2,5 < 2,1
Det finns ett slags "trick" för att dekorera denna rad av elektronegativitet, som ges av meningen nedan, där initialen för varje ord motsvarar symbolen för elementen i fråga:
“FHej Ohar inte NO Clube, brjag har JagsAj Çdöende Pför Hsjukhus"
Så vi kan säga det elektronegativitet är en periodisk egenskap som ökar från vänster till höger och nedifrån till toppen på det periodiska systemet.
Detta beror på storleken på atomradien. Ju större atomens radie är, desto längre bort är de delade elektronerna från dess kärna och därför desto svagare är attraktionen mellan dem. Det motsatta är också sant, ju mindre atomradie desto närmare elektronerna kommer kärnan och desto större är attraktionen mellan dem. Således kan vi dra slutsatsen om följande:
Elektronegativiteten ökar med minskande atomradie.
Av Jennifer Fogaça
Examen i kemi
