Elektroujemność — skala Paulinga, trendy i wiązania polarne

Elektroujemność to względna miara tego, jak silnie atom przyciąga wspólne elektrony w wiązaniu. W skali Paulinga większa wartość oznacza silniejsze przyciąganie elektronów wiążących.

Pomaga to szybko przewidywać polarność wiązania. Jeśli dwa związane atomy przyciągają wspólne elektrony prawie tak samo mocno, wiązanie jest bliższe niespolaryzowanemu wiązaniu kowalencyjnemu. Jeśli jeden atom przyciąga znacznie silniej, wiązanie jest polarne. Jeśli różnica jest bardzo duża, wiązanie może mieć znaczny charakter jonowy.

Co naprawdę mówi skala Paulinga

Skala Paulinga to skala względna. Nie zlicza elektronów i nie jest tym samym co ładunek atomu. Jej głównym zadaniem jest porównywanie atomów tworzących wiązanie.

Na przykład fluor ma jedną z najwyższych wartości elektroujemności, więc ma tendencję do silnego przyciągania elektronów wiążących. Wiele metali po lewej stronie układu okresowego ma niższe wartości, więc słabiej przyciąga wspólne elektrony.

Praktyczna idea jest prosta: dla wiązania między atomami $A$ i $B$ porównaj ich elektroujemności. Im większa różnica, tym bardziej nierównomierne będzie prawdopodobnie uwspólnienie elektronów.

Trend okresowy w układzie okresowym

Elektroujemność na ogół rośnie z lewej do prawej wzdłuż okresu i na ogół maleje w dół grupy.

Typowy obraz jest taki:

• wzdłuż okresu atomy mają tendencję do silniejszego przyciągania elektronów wiążących
• w dół grupy większe atomy zwykle słabiej przyciągają parę wiążącą

To ogólny trend, a nie ścisła reguła dla każdego pierwiastka w każdej sytuacji. W chemii na poziomie podstawowym gazy szlachetne często pomija się na prostych wykresach elektroujemności, ponieważ wiele z nich nie tworzy zwykłych wiązań w warunkach standardowych.

Przykład: dlaczego wiązanie H-Cl jest polarne

Wodór ma elektroujemność w skali Paulinga około $2.20$, a chlor około $3.16$. Różnica wynosi

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

Ta różnica wyraźnie pokazuje nierównomierne uwspólnienie elektronów, więc wiązanie H-Cl jest spolaryzowanym wiązaniem kowalencyjnym.

Wspólna para elektronowa jest przesunięta bliżej chloru, więc chlor ma częściowy ładunek ujemny, zapisywany jako $\delta-$, a wodór ma częściowy ładunek dodatni, zapisywany jako $\delta+$.

Ten przykład pokazuje główne zastosowanie elektroujemności. To nie oznacza, że chlor całkowicie przejmuje elektrony. To pokazuje, po której stronie wiązania znajduje się większa gęstość elektronowa.

Co elektroujemność dobrze przewiduje

Elektroujemność jest przydatna do przewidywania polarności wiązań oraz do szacowania, gdzie w cząsteczce pojawiają się ładunki częściowe. Pomaga też przy omawianiu oddziaływań międzycząsteczkowych, schematów kwas-zasada i ogólnych trendów reaktywności.

Nie jest jednak pełną regułą dla całej chemii. Znaczenie mogą mieć kształt cząsteczki, rezonans, ładunek formalny i warunki reakcji. Wiązanie z wyraźną różnicą elektroujemności może być polarne, a mimo to cała cząsteczka może pozostać niepolarna, jeśli momenty dipolowe wiązań znoszą się przez symetrię.

Częste błędy związane z elektroujemnością

Traktowanie różnic elektroujemności jak ścisłych progów

Podręczniki często podają przybliżone zakresy dla wiązań niespolaryzowanych, spolaryzowanych kowalencyjnych i jonowych. To użyteczne skróty, a nie uniwersalne prawa. Przypadki graniczne wymagają kontekstu.

Mylenie jej z innymi właściwościami

Elektroujemność, energia jonizacji i powinowactwo elektronowe wszystkie dotyczą elektronów, ale nie są tą samą właściwością. Elektroujemność dotyczy konkretnie przyciągania wspólnych elektronów w wiązaniu.

Patrzenie na jedną wartość zamiast porównywania dwóch atomów

Pojedyncza wartość elektroujemności nie wystarcza. Polarność wiązania zależy od porównania dwóch związanych atomów.

Kiedy elektroujemność jest najbardziej przydatna

Chemicy używają elektroujemności, gdy chcą:

1. przewidzieć, czy wiązanie będzie raczej niespolaryzowane czy polarne
2. wskazać, który atom w wiązaniu prawdopodobnie będzie miał $\delta-$
3. oszacować, czy wiązanie ma bardziej charakter kowalencyjny czy bardziej jonowy
4. połączyć trendy okresowe z rzeczywistym zachowaniem wiązań

Spróbuj podobnego porównania wiązań

Spróbuj samodzielnie porównać $C-H$, $O-H$ i $Na-Cl$. Uporządkuj te wiązania według różnicy elektroujemności, a potem zdecyduj, które jest najbliższe niespolaryzowanemu, które jest wyraźnie spolaryzowanym wiązaniem kowalencyjnym, a które ma najsilniejszy charakter jonowy. Jedno takie porównanie zwykle wystarcza, żeby dobrze zrozumieć tę ideę.