Електронегативність

Електронегативність (χ)- фундаментальна хімічна властивість атома, кількісна характеристика здатності атома в молекулі притягувати до себе спільні електронні пари.

Електронегативність за Полінгом

Сучасне поняття про електронегативності атомів було введено американським хіміком Л. Полінгом. Л. Полінг використовував поняття електронегативності для пояснення того факту, що енергія гетероатомного зв'язку A-B (A, B — символи будь-яких хімічних елементів) у загальному випадку більша середнього геометричного значення гомоатомних зв'язків A-A і B-B.

В даний час для визначення електронегативності атомів існує багато різних методів, результати яких добре узгоджуються один з одним, за винятком відносно невеликих відмінностей, і в усякому разі внутрішньо несуперечливі.

Перша і широко відома шкала відносних атомних електронегативності Полінга охоплює значення від 0,7 для атомів цезію до 4,0 для атомів фтору. Фтор — найбільш електронегативний елемент, за ним іде кисень (3,5) і далі азот і хлор (3,0). Активні лужні і лужноземельні метали мають найменші значення електронегативності, що лежать в інтервалі 0,7-1,2, а галогени- найбільші значення, що знаходяться в інтервалі 4,0-2,5.

Електронегативність типових неметалів знаходиться в середині загального інтервалу значень і, як правило, близька до 2 або трохи більше 2. Електронегативність водню прийнята рівною 2,0. Для більшості перехідних металів значення електронегативності лежать в інтервалі 1,5-2,0. Близькі до 2,2 значення електронегативності важких елементів головних підгруп. Існує також кілька інших варіантів шкали електронегативності, в основу яких покладені різні властивості речовин. Але відносне розташування елементів в них приблизно однаково.

Теоретичне визначення електронегативності було запропоновано американським фізиком Р. Маллікеном. Виходячи з очевидного положення про те, що здатність атома в молекулі притягати до себе електронний заряд залежить від енергії іонізації атома і його спорідненості до електрону, Р. Маллікен ввів уявлення про електронегативність атома А як про середню величину енергії зв'язку зовнішніх електронів при іонізації валентних станів (наприклад, від А- до А+) І на цій основі запропонував дуже просте співвідношення для електронегативності атома: $\chi=\frac{1}{2} \left (J_1^A+\epsilon_A \right )$

де $J_1^A$ і $\epsilon_A$ — Відповідно енергія іонізації атома і його спорідненість до електрона.

Строго кажучи, елементу не можна приписати постійну електронегативність. Електронегативність атома залежить від багатьох факторів, зокрема, від валентного стану атома, формальної ступеня окислення, координаційного числа, природи лігандів, Що становлять оточення атома в молекулярній системі, і від деяких інших. Останнім часом все частіше для характеристики електронегативності використовують так звану орбітальну електронегативність, що залежить від типу атомної орбіталі, що бере участь в утворенні зв'язку, і від її електронної заселеності, тобто від того, зайнята атомна орбіталь неподіленого електронної парою, одноразово заселена неспареними електронами або є вакантною. Але, незважаючи на відомі труднощі в інтерпретації і визначенні електронегативності, вона завжди залишається необхідною для якісного опису і прогнозування природи зв'язків в молекулярній системі, включаючи енергію зв'язку, розподіл електронного заряду і ступінь іонності, силову постійну і т. д.

У період бурхливого розвитку квантової хімії як засоб опису утворень молекул (середина і друга половина XX століття) плідним виявився підхід Л. Полінга, який в числі інших досліджень ввів власну шкалу електронегативності, в якій із «стандартних» елементів максимальну має фтор ($~{\chi}(\rm{F})~{\approx}~4,1$), А мінімальну — цезій ($~{\chi}(\rm{Cs})~{\approx}~0,7$). Ступінь іонності зв'язку, тобто внесок структури, при якій більше електронегативний атом повністю «забирає» собі валентні електрони, у загальну резонансну «картину», у цій теорії визначається як

$~{\omega}=1-{\exp{ \left( -\frac{({\Delta}{\chi})^{2}}{4} \right) }}$

де $~{\Delta}{\chi}$ — Різниця електронегативності утворюють зв'язок атомів.

Електронегативності Сандерсона

Одним з найбільш розвинених в наш час^[Коли?] підходів є підхід Р. Сандерсона. В основу цього підходу лягла ідея вирівнювання електронегативності атомів при утворенні хімічного зв'язку між ними. У численних дослідженнях були знайдені залежності між електронегативністю Сандерсона і найважливішими фізико-хімічними властивостями неорганічних сполук переважної більшості елементів періодичної таблиці. Дуже плідною виявилася і модифікація методу Сандерсона, заснована на перерозподілі електронегативності між атомами молекули для органічних сполук.

Значення електронегативності

Група

I A

II A

III B

IV B

V B

VI B

VII B

VIII B

VIII B

VIII B

I B

II B

III A

IV A

V A

VI A

VII A

VIII A

Період

1

H 2.0

He 4.5

2

Li 0.98

Be 1.57

B 2.04

C 2.55

N 3.2

O 3.44

F 3.98

Ne 4.4

3

Na 0.93

Mg 1.31

Al 1.61

Si 1.6

P 2.49

S 2.58

Cl 3.0

Ar 4.3

4

K 0.82

Ca 1.00

Sc 1.36

Ti 1.54

V 1.63

Cr 1.66

Mn 1.55

Fe 1.83

Co 1.88

Ni 1.91

Cu 1.90

Zn 1.65

Ga 1.81

Ge 2.01

As 2.4

Se 2.55

Br 2.96

Kr 3.00

5

Rb 0.82

Sr 0.95

Y 1.22

Zr 1.33

Nb 1.6

Mo 2.16

Tc 1.9

Ru 2.2

Rh 2.28

Pd 2.20

Ag 1.93

Cd 1.69

In 1.78

Sn 1.96

Sb 2.21

Te 2.4

I 2.66

Xe 2.60

6

Cs 0.79

Ba 0.89

*

Hf 1.3

Ta 1.5

W 2.36

Re 1.9

Os 2.2

Ir 2.20

Pt 2.28

Au 2.64

Hg 2.2

Tl 1.62

Pb 2.33

Bi 2.02

Po 2.3

At 2.5

Rn 2.2

7

Fr 0.8

Ra 0.9

**

Rf

Db

Sg

Bh

Hs

Mt

Ds

Rg

Cn

Uut

Uuq

Uup

Uuh

Uus

Uuo

Лантаноїди

*

La 1.1

Ce 1.12

Pr 1.13

Nd 1.14

Pm 1.13

Sm 1.17

Eu 1.2

Gd 1.2

Tb 1.1

Dy 1.22

Ho 1.23

Er 1.24

Tm 1.25

Yb 1.1

Lu 1.27

Актиноїди

**

Ac 1.1

Th 1.3

Pa 1.5

U 1.38

Np 1.36

Pu 1.28

Am 1.13

Cm 1.28

Bk 1.3

Cf 1.3

Es 1.3

Fm 1.3

Md 1.3

No 1.3

Lr 1.291

Посилання

Значення електронегативності елементів (нім.)

Джерела

• L. Pauling: The nature of the chemical bond and the structure of molecules and crystals. Mei Ya Publications Taipei, 1960. (англ.)
• Hans R. Christen; Gerd Meyer: Grundlagen der allgemeinen und anorganischen Chemie. Sauerländer, Frankfurt am Main 1997. ISBN 3-7941-3984-4 (нім.)