Ηλεκτραρνητικότητα
Η ηλεκτραρνητικότητα περιγράφει πόσο ισχυρά ένα άτομο έλκει ηλεκτρονιακή πυκνότητα όταν είναι δεσμευμένο με άλλο άτομο. Συνδέει την περιοδική δομή με την πολικότητα δεσμών, αλλά είναι σχετική κλίμακα δεσμού και όχι μετρημένο φορτίο ενός απομονωμένου ατόμου.
Οπτικό μοντέλο
Διαδραστικό μοντέλο
Έννοια και περιοδική συμπεριφορά
Στην κλίμακα Pauling το φθόριο έχει τη μεγαλύτερη ηλεκτραρνητικότητα. Μέσα σε μία περίοδο η αύξηση του αποτελεσματικού πυρηνικού φορτίου τείνει να ενισχύει την έλξη κοινών ηλεκτρονίων, ενώ προς τα κάτω σε ομάδα η μεγαλύτερη ακτίνα και η θωράκιση συνήθως την εξασθενούν.
Η χημική κατάσταση έχει σημασία. Οξειδωτική βαθμίδα, συντονισμός και εταίροι δεσμού μεταβάλλουν την πραγματική κατανομή πυκνότητας. Μία τιμή περιοδικού πίνακα είναι πολύ χρήσιμη ως αναφορά, αλλά δεν είναι αμετάβλητη ιδιότητα ανεξάρτητη από περιβάλλον.
Περισσότερες από μία κλίμακες
Η κλίμακα Pauling προέκυψε από διαφορές ενεργειών δεσμού και χρησιμοποιείται συχνότερα για πολικότητα. Η κλίμακα Mulliken συνδέει την έννοια με ενέργεια ιονισμού και ηλεκτρονιακή συγγένεια, ενώ η Allred–Rochow με αποτελεσματικό πυρηνικό φορτίο και ομοιοπολική ακτίνα.
Οι αριθμοί διαφέρουν από κλίμακα σε κλίμακα, αλλά η σειρά πολλών στοιχείων κύριας ομάδας είναι παρόμοια. Η ύπαρξη πολλών ορισμών υπενθυμίζει ότι η ηλεκτραρνητικότητα είναι μοντέλο σύγκρισης συμπεριφοράς σε δεσμό και όχι άμεσα παρατηρήσιμο μονοσωματιδιακό μέγεθος.
Η πολικότητα του δεσμού είναι συνεχής
Αν δύο δεσμευμένα άτομα έχουν διαφορετική χ, η κοινή ηλεκτρονιακή πυκνότητα μετατοπίζεται προς το πιο ηλεκτραρνητικό άτομο και γράφουμε μερικά φορτία δ⁺ και δ⁻. Η Δχ είναι χρήσιμος δείκτης κατεύθυνσης και κατά προσέγγιση βαθμού πόλωσης.
Δεν υπάρχει παγκόσμιο όριο Δχ που να μετατρέπει απότομα έναν δεσμό σε ιοντικό. Πολικό ομοιοπολικό και ιοντικό είναι περιοχές ενός συνεχούς. Μικρά, υψηλά φορτισμένα κατιόντα μπορούν επιπλέον να πολώσουν ανιόντα και να αυξήσουν τον ομοιοπολικό χαρακτήρα.
Από πολικούς δεσμούς σε πολικά μόρια
Η διπολική ροπή δεσμού είναι διάνυσμα. Η συνολική πολικότητα μορίου είναι διανυσματικό άθροισμα όλων των δεσμικών διπόλων και επομένως η γεωμετρία είναι κρίσιμη. Το CO₂ έχει πολικούς C=O δεσμούς αλλά είναι γραμμικό και τα ίσα αντίθετα δίπολα ακυρώνονται.
Το SO₂ είναι γωνιακό, οπότε τα S–O δίπολα δεν ακυρώνονται πλήρως. Αυτό δείχνει γιατί η ερώτηση «είναι ο δεσμός πολικός;» δεν απαντά μόνη της στην ερώτηση «είναι το μόριο πολικό;». Χρειάζεται η τρισδιάστατη δομή.
Χημικές συνέπειες και όρια
Τυπικές τιμές Pauling είναι περίπου H 2,20, C 2,55, N 3,04, O 3,44 και F 3,98. Η ηλεκτραρνητικότητα βοηθά να εξηγηθούν επαγωγικά φαινόμενα, κατανομές ηλεκτρονιακής πυκνότητας και ορισμένες τάσεις οξύτητας, αλλά δεν τα καθορίζει μόνη της.
Οξειδωτικός αριθμός δεν είναι πραγματικό ατομικό φορτίο και ηλεκτραρνητικότητα δεν είναι ηλεκτρονιακή συγγένεια. Η ισχύς δεσμού επίσης δεν αυξάνεται απλώς με Δχ· εξαρτάται από επικάλυψη τροχιακών, τάξη και μήκος δεσμού και το συνολικό μοριακό περιβάλλον.
Ασκήσεις
Άσκηση 1
Στον δεσμό H–Cl ποιο άκρο είναι δ⁻;
Λύση: Το Cl, επειδή το χλώριο είναι πιο ηλεκτραρνητικό από το υδρογόνο.
Άσκηση 2
Γιατί το CO₂ είναι μη πολικό συνολικά ενώ οι C=O δεσμοί είναι πολικοί;
Λύση: Το μόριο είναι γραμμικό και τα δύο ίσα, αντίθετα διανύσματα διπόλου ακυρώνονται.
Άσκηση 3
Γιατί η ηλεκτραρνητικότητα δεν είναι το ίδιο με την ηλεκτρονιακή συγγένεια;
Λύση: Η ηλεκτρονιακή συγγένεια είναι ενεργειακή μεταβολή όταν αέριο άτομο προσλαμβάνει ηλεκτρόνιο· η ηλεκτραρνητικότητα είναι σχετική έλξη ηλεκτρονιακής πυκνότητας μέσα σε δεσμό.