Ηλεκτραρνητικότητα — Κλίμακα Pauling, Τάσεις & Πολικοί Δεσμοί

Η ηλεκτραρνητικότητα είναι ένα σχετικό μέτρο του πόσο ισχυρά ένα άτομο έλκει τα κοινά ηλεκτρόνια σε έναν δεσμό. Στην κλίμακα Pauling, μεγαλύτερη τιμή σημαίνει ισχυρότερη έλξη στα ηλεκτρόνια του δεσμού.

Αυτό σε βοηθά να προβλέπεις γρήγορα την πολικότητα ενός δεσμού. Αν δύο δεσμευμένα άτομα έλκουν τα κοινά ηλεκτρόνια σχεδόν το ίδιο, ο δεσμός είναι πιο κοντά σε μη πολικό ομοιοπολικό. Αν ένα άτομο έλκει πολύ πιο ισχυρά, ο δεσμός είναι πολικός. Αν η διαφορά είναι πολύ μεγάλη, ο δεσμός μπορεί να έχει σημαντικό ιοντικό χαρακτήρα.

Τι Σου Δείχνει Πραγματικά Η Κλίμακα Pauling

Η κλίμακα Pauling είναι μια σχετική κλίμακα. Δεν μετρά ηλεκτρόνια και δεν είναι το ίδιο πράγμα με το φορτίο ενός ατόμου. Ο βασικός της ρόλος είναι να συγκρίνει δεσμευμένα άτομα.

Για παράδειγμα, το φθόριο έχει μία από τις υψηλότερες τιμές ηλεκτραρνητικότητας, οπότε τείνει να έλκει πολύ ισχυρά τα ηλεκτρόνια του δεσμού. Πολλά μέταλλα στην αριστερή πλευρά του περιοδικού πίνακα έχουν χαμηλότερες τιμές, άρα έλκουν πιο ασθενώς τα κοινά ηλεκτρόνια.

Η πρακτική ιδέα είναι απλή: για έναν δεσμό ανάμεσα στα άτομα $A$ και $B$, σύγκρινε τις ηλεκτραρνητικότητές τους. Όσο μεγαλύτερη είναι η διαφορά, τόσο πιο άνιση είναι πιθανό να είναι η κατανομή των ηλεκτρονίων.

Περιοδική Τάση Στον Περιοδικό Πίνακα

Η ηλεκτραρνητικότητα γενικά αυξάνεται από αριστερά προς τα δεξιά μέσα σε μια περίοδο και γενικά μειώνεται καθώς κατεβαίνουμε σε μια ομάδα.

Η συνηθισμένη εικόνα είναι η εξής:

• μέσα σε μια περίοδο, τα άτομα τείνουν να έλκουν πιο ισχυρά τα ηλεκτρόνια του δεσμού
• προς τα κάτω σε μια ομάδα, τα μεγαλύτερα άτομα συνήθως έλκουν πιο ασθενώς το δεσμικό ζεύγος

Αυτή είναι μια γενική τάση, όχι ένας ακριβής κανόνας για κάθε στοιχείο σε κάθε περίπτωση. Στην εισαγωγική χημεία, τα ευγενή αέρια συχνά παραλείπονται από απλά διαγράμματα ηλεκτραρνητικότητας, επειδή πολλά από αυτά δεν σχηματίζουν συνηθισμένους δεσμούς σε κανονικές συνθήκες.

Λυμένο Παράδειγμα: Γιατί Ο Δεσμός H-Cl Είναι Πολικός

Το υδρογόνο έχει ηλεκτραρνητικότητα Pauling περίπου $2.20$, και το χλώριο περίπου $3.16$. Η διαφορά είναι

$$\Delta EN = 3.16 - 2.20 = 0.96$$

Αυτή η διαφορά δείχνει καθαρά άνιση κατανομή, άρα ο δεσμός H-Cl είναι πολικός ομοιοπολικός.

Το κοινό ζεύγος ηλεκτρονίων έλκεται πιο κοντά στο χλώριο, οπότε το χλώριο φέρει μερικό αρνητικό φορτίο, που γράφεται $\delta-$, και το υδρογόνο φέρει μερικό θετικό φορτίο, που γράφεται $\delta+$.

Αυτό το παράδειγμα δείχνει τη βασική χρήση της ηλεκτραρνητικότητας. Δεν σημαίνει ότι το χλώριο παίρνει πλήρως τα ηλεκτρόνια. Δείχνει όμως ποια πλευρά του δεσμού έχει μεγαλύτερη ηλεκτρονιακή πυκνότητα.

Τι Προβλέπει Καλά Η Ηλεκτραρνητικότητα

Η ηλεκτραρνητικότητα είναι χρήσιμη για την πρόβλεψη της πολικότητας δεσμών και για την εκτίμηση του πού εμφανίζονται μερικά φορτία σε ένα μόριο. Βοηθά επίσης όταν συζητάμε διαμοριακές δυνάμεις, πρότυπα οξέων-βάσεων και γενικές τάσεις δραστικότητας.

Αλλά δεν είναι ένας πλήρης κανόνας για όλη τη χημεία. Το μοριακό σχήμα, ο συντονισμός, το τυπικό φορτίο και οι συνθήκες αντίδρασης μπορούν όλα να παίζουν ρόλο. Ένας δεσμός με αισθητή διαφορά ηλεκτραρνητικότητας μπορεί να είναι πολικός, ενώ ολόκληρο το μόριο να παραμένει μη πολικό αν οι διπολικές ροπές των δεσμών αλληλοαναιρούνται λόγω συμμετρίας.

Συνηθισμένα Λάθη Με Την Ηλεκτραρνητικότητα

Αντιμετώπιση Των Διαφορών Ηλεκτραρνητικότητας Ως Απόλυτων Ορίων

Τα σχολικά βιβλία συχνά δίνουν προσεγγιστικά εύρη για μη πολικό, πολικό ομοιοπολικό και ιοντικό δεσμό. Αυτά τα εύρη είναι χρήσιμες συντομεύσεις, όχι καθολικοί νόμοι. Οι οριακές περιπτώσεις χρειάζονται συμφραζόμενα.

Σύγχυση Με Άλλες Ιδιότητες

Η ηλεκτραρνητικότητα, η ενέργεια ιοντισμού και η ηλεκτρονιακή συγγένεια σχετίζονται όλες με ηλεκτρόνια, αλλά δεν είναι η ίδια ιδιότητα. Η ηλεκτραρνητικότητα αφορά συγκεκριμένα την έλξη των κοινών ηλεκτρονίων σε έναν δεσμό.

Εξέταση Μίας Τιμής Αντί Για Σύγκριση Δύο Ατόμων

Μια μόνο τιμή ηλεκτραρνητικότητας δεν αρκεί. Η πολικότητα του δεσμού εξαρτάται από τη σύγκριση ανάμεσα στα δύο δεσμευμένα άτομα.

Πότε Η Ηλεκτραρνητικότητα Είναι Πιο Χρήσιμη

Οι χημικοί χρησιμοποιούν την ηλεκτραρνητικότητα όταν θέλουν να:

1. προβλέψουν αν ένας δεσμός είναι πιθανό να είναι μη πολικός ή πολικός
2. εντοπίσουν ποιο άτομο σε έναν δεσμό είναι πιθανό να είναι $\delta-$
3. εκτιμήσουν αν ένας δεσμός έχει περισσότερο ομοιοπολικό ή περισσότερο ιοντικό χαρακτήρα
4. συνδέσουν τις περιοδικές τάσεις με την πραγματική συμπεριφορά των δεσμών

Δοκίμασε Μια Παρόμοια Σύγκριση Δεσμών

Δοκίμασε τη δική σου εκδοχή με $C-H$, $O-H$ και $Na-Cl$. Κατάταξε τους δεσμούς με βάση τη διαφορά ηλεκτραρνητικότητας και μετά αποφάσισε ποιος είναι πιο κοντά σε μη πολικό, ποιος είναι καθαρά πολικός ομοιοπολικός και ποιος έχει τον ισχυρότερο ιοντικό χαρακτήρα. Αυτή και μόνο η σύγκριση συνήθως αρκεί για να εμπεδωθεί η ιδέα.