Έννοια της Ηλεκτραρνητικότητας

Εισαγωγή

Η ηλεκτροαρνητικότητα αντανακλά το καθαρό αποτέλεσμα της τάσης των ατόμων να έλκουν ζεύγη ηλεκτρονίων σε διάφορα στοιχεία. Για τη μέτρηση της ηλεκτραρνητικότητας χρησιμοποιούνται διάφορες κλίμακες. Ο Linus Pauling επινόησε μια κλίμακα ηλεκτραρνητικότητας το 1932 που χρησιμοποιήθηκε συνήθως για τη μέτρηση της ηλεκτραρνητικότητας των χημικών στοιχείων. Είναι πιο συνηθισμένο να χρησιμοποιείται η κλίμακα Pauling, αλλά είναι διαθέσιμες άλλες κλίμακες, όπως η κλίμακα Sanderson. Αυτή η ευρέως γνωστή κλίμακα αναπτύχθηκε από τη θεωρία του δεσμού Valence, η οποία φάνηκε να βοηθά τον Pauling να καταλάβει πώς μια χημική ιδιότητα σχετίζεται με μια άλλη. Βασίστηκε επίσης στον υπολογισμό δεσμού-ενέργειας για διάφορα στοιχεία ομοιοπολικού δεσμού. Το φθόριο έχει τιμή 4,0, ενώ το καίσιο έχει τιμή 0,7, καθιστώντας το το περισσότερο και το λιγότερο ηλεκτραρνητικό στοιχείο, αντίστοιχα.

Ο ορισμός της ηλεκτροαρνητικότητας είναι ότι η ικανότητα των ατόμων να προσελκύουν ηλεκτρόνια προς τον εαυτό τους μέσα σε ένα μόριο ονομάζεται ηλεκτραρνητικότητα. Οι τιμές ηλεκτραρνητικότητας σχεδόν κάθε στοιχείου του περιοδικού πίνακα έχουν ήδη προσδιοριστεί θεωρητικά ή πειραματικά. Η ηλεκτραρνητικότητα του υδρογόνου είναι 2,20. Παρόλο που η ηλεκτραρνητικότητα είχε μελετηθεί και κατανοηθεί για χρόνια από τους χημικούς πριν από το 1811, ο Jöns Jacob Berzelius εισήγαγε τον όρο. Ο ατομικός αριθμός και η απόσταση μεταξύ του φορτισμένου πυρήνα και των ηλεκτρονίων σθένους επηρεάζουν την ηλεκτραρνητικότητα ενός ατόμου. Τα ατομικά μεγέθη μειώνονται και τα πυρηνικά φορτία αυξάνονται σε μια περίοδο του σύγχρονου περιοδικού πίνακα, αυξάνοντας την ηλεκτραρνητικότητα. Σύμφωνα με τον σύγχρονο περιοδικό πίνακα, η μετακίνηση προς τα κάτω σε κάθε ομάδα αυξάνει τον ατομικό αριθμό και το πυρηνικό φορτίο αυξάνεται επίσης, αλλά το αποτέλεσμα μετριάζεται εάν προστεθεί ένα κέλυφος. Έτσι, οι τιμές ηλεκτραρνητικότητας μειώνονται προς τα κάτω με τις ομάδες. Για παράδειγμα, οι τιμές ηλεκτραρνητικότητας μειώνονται από φθόριο σε αστατίνη. Η ηλεκτραρνητικότητα ενός στοιχείου, ωστόσο, δεν μπορεί να μετρηθεί άμεσα αφού τα μοναδικά χαρακτηριστικά του την καθορίζουν. Η ηλεκτρική ενέργεια εξυπηρετεί δύο βασικούς σκοπούς:

• Η δυνατότητα ενός ατόμου να σχηματίσει ομοιοπολικό ή ιοντικό δεσμό.

• Προβλέψτε την πολικότητα ή τη μη πολικότητα του μορίου που προκύπτει.

Παράδειγμα:Σε σύγκριση με το υδρογόνο, το χλώριο έχει υψηλότερη ηλεκτραρνητικότητα. Εξαιτίας αυτού, τα συνδετικά ηλεκτρόνια είναι πιο κοντά στο χλώριο στο μόριο του HCl. Και τα δύο άτομα στο O2 έχουν συμμετρική ηλεκτραρνητικότητα.

Η ηλεκτροθετικότητα είναι το αντίθετο της ηλεκτραρνητικότητας, καθιστώντας το καίσιο το πιο ηλεκτροθετικό στοιχείο. Τα ηλεκτροαρνητικά στοιχεία είναι εκείνα με τα λιγότερα εσωτερικά κελύφη ηλεκτρονίων και απαιτούν τα λιγότερα ηλεκτρόνια για να συμπληρώσουν τα κελύφη σθένους τους. Το φθόριο έχει ηλεκτραρνητικότητα 4,0, καθιστώντας το το πιο ηλεκτραρνητικό από όλα τα στοιχεία. Το καίσιο (Cs) και το φράγκιο (Fr) είναι τα λιγότερο ηλεκτραρνητικά στοιχεία, και τα δύο έχουν τιμές ηλεκτραρνητικότητας 0,7. Γενικά, τα μέταλλα παρουσιάζουν χαμηλότερη ηλεκτραρνητικότητα σε σύγκριση με τα μη μέταλλα. Ως αποτέλεσμα, τα μέταλλα είναι ηλεκτροθετικά και τα αμέταλλα είναι ηλεκτραρνητικά.

Η ηλεκτραρνητικότητα δύο συνδεδεμένων ατόμων επηρεάζει σε μεγάλο βαθμό την αντοχή του ομοιοπολικού δεσμού. Λόγω της ίδιας ηλεκτραρνητικότητας των συνδεδεμένων ατόμων, τα ομοπυρηνικά διατομικά μόρια έχουν απίστευτα καθαρούς ομοιοπολικούς δεσμούς. Η πόλωση συμβαίνει μεταξύ ειδών με διαφορετική ηλεκτραρνητικότητα. Στους χημικούς δεσμούς, μερικώς θετικά φορτία σχηματίζονται όταν το πιο ηλεκτροθετικό άτομο αναπτύσσει μερικό φορτίο.

Εκτός από την κατανόηση ότι όλοι οι ομοιοπολικοί δεσμοί μεταξύ ανόμοιων ειδών έχουν ιοντικό χαρακτήρα, όλοι οι ιοντικοί δεσμοί διαθέτουν επίσης ορισμένες ομοιοπολικές ιδιότητες. Όταν υπάρχει μικρή διαφορά μεταξύ των ηλεκτραρνητικοτήτων του δεσμευμένου είδους, ένας δεσμός είναι ομοιοπολικός. Όταν η διαφορά ηλεκτραρνητικότητας δύο συνδεδεμένων ατόμων είναι μεγαλύτερη από 1,7 τότε ο δεσμός περιγράφεται ως ιοντικός. Καθώς η διαφορά ηλεκτραρνητικότητας αυξάνεται, η πόλωση αυξάνεται, επομένως η ένωση θα πρέπει να είναι πολική.

Υπάρχουν διάφοροι παράγοντες που επηρεάζουν την ηλεκτραρνητικότητα:

• Μέγεθος ατόμου:Τα άτομα που είναι μεγαλύτερα θα έχουν χαμηλότερη ηλεκτραρνητικότητα επειδή τα ηλεκτρόνια βρίσκονται πιο μακριά από τον πυρήνα και επομένως θα έλκονται λιγότερο από αυτόν.

• Φορτίο πυρηνικού:Όταν το πυρηνικό φορτίο είναι υψηλότερο, η ηλεκτραρνητικότητα θα είναι μεγαλύτερη. Καθώς το πυρηνικό φορτίο αυξάνεται, εμφανίζεται ισχυρότερη έλξη ηλεκτρονίων.

• Φαινόμενο υποκαταστάτη:Η ηλεκτραρνητικότητα ενός ατόμου καθορίζεται από το είδος του υποκαταστάτη που συνδέεται με αυτό. Ως αποτέλεσμα των υποκαταστατών, ένα άτομο έχει διαφορετική ηλεκτραρνητικότητα και συμπεριφέρεται διαφορετικά χημικά.

Οι τιμές ηλεκτραρνητικότητας του στοιχείου βρίσκονται συνήθως στον περιοδικό πίνακα. Η ηλεκτραρνητικότητα του φθορίου είναι η μεγαλύτερη στον περιοδικό πίνακα. Καθώς ο περιοδικός πίνακας κινείται προς το φθόριο, η τιμή ηλεκτραρνητικότητας αυξάνεται. Στον Περιοδικό πίνακα, μπορούμε επίσης να παρατηρήσουμε κάποιες τάσεις ηλεκτραρνητικότητας. Η μετακίνηση αριστερά προς τα δεξιά στον Περιοδικό πίνακα αυξάνει την ηλεκτραρνητικότητα ενώ η κίνηση από πάνω προς τα κάτω τη μειώνει. Επιπλέον, μπορείτε επίσης να δημιουργήσετε το διάγραμμα ηλεκτραρνητικότητας σύμφωνα με τον περιοδικό πίνακα.

Άλλες μέθοδοι υπολογισμού

• Ηλεκτραρνητικότητα Pauling:Αρχικά, η ηλεκτραρνητικότητα περιγράφηκε από τον Linus Pauling. Σύμφωνα με τον ορισμό του Pauling, η ηλεκτραρνητικότητα είναι η ικανότητα ενός ατόμου να προσελκύει ηλεκτρόνια. Όσο υψηλότερη είναι η ηλεκτραρνητικότητα ενός στοιχείου, τόσο περισσότερο αυτά τα άτομα προσπαθούν να τραβήξουν ηλεκτρόνια προς το μέρος τους και μακριά από άλλα άτομα με τα οποία συνδέονται.

• Ηλεκτραρνητικότητα Mulliken:Σύμφωνα με τον Mulliken, η τάση ενός ατόμου να έλκει ηλεκτρόνια θα πρέπει να μετράται με τον αριθμητικό μέσο όρο της πρώτης ενέργειας ιονισμού του συν τη συγγένεια ηλεκτρονίων. Η ηλεκτραρνητικότητα του Mulliken αναφέρεται μερικές φορές ως το αρνητικό του χημικού δυναμικού.

• Ηλεκτραρνητικότητα Allred-Rochow:Το φορτίο που συναντά ένα ηλεκτρόνιο στην επιφάνεια ενός ατόμου είναι αυτό που προκαλεί ηλεκτραρνητικότητα, σύμφωνα και με τους δύο. Η παρουσία ενός μεγάλου φορτίου στην επιφάνεια ενός ατόμου αυξάνει την ικανότητά του να προσελκύει ηλεκτρόνια.

• Ηλεκτραρνητικότητα Sanderson:Μια σύνδεση μεταξύ της ηλεκτραρνητικότητας του Mulliken και του ατομικού μεγέθους παρατηρήθηκε από τον Sanderson. Πρότεινε έναν αμοιβαίο υπολογισμό του ατομικού όγκου ως μέθοδο για τον υπολογισμό του. Με το μοντέλο του Sanderson, οι ενέργειες των δεσμών για μια μεγάλη ποικιλία ενώσεων μπορούν να υπολογιστούν με τη γνώση των μηκών δεσμών.

• Ηλεκτραρνητικότητα Allen:Από τον Leland C. Allen, η ηλεκτραρνητικότητα ορίζεται ως η μέση ενέργεια του ηλεκτρονίου σθένους σε ένα ελεύθερο άτομο. Αυτός είναι ίσως ο πιο απλός και ξεκάθαρος ορισμός.

Συμπέρασμα:

Σε αντίθεση με το να είναι μια ιδιότητα των ατόμων από μόνα τους, η ηλεκτραρνητικότητα είναι μια ιδιότητα των ατόμων μέσα στα μόρια. Η ηλεκτραρνητικότητα ενός ατόμου καθορίζεται από το περιβάλλον του. Γενικά, ένα άτομο συμπεριφέρεται με τον ίδιο τρόπο ανεξάρτητα από την κατάστασή του. Πολλοί παράγοντες επηρεάζουν την ηλεκτραρνητικότητα, συμπεριλαμβανομένων των πυρηνικών φορτίων και του αριθμού και της θέσης των ηλεκτρονίων ατόμων. Τα άτομα με μεγαλύτερη διαφορά ηλεκτραρνητικότητας σχηματίζουν χημικούς δεσμούς που είναι πιο πολικοί. Το φθόριο είναι το πιο ηλεκτραρνητικό στοιχείο σε σύγκριση με το φράγκιο, το οποίο είναι το λιγότερο ηλεκτραρνητικό στοιχείο.