Elektronegatiivisuus

Elektronegatiivisuus on suhteellinen mitta, joka kuvaa sitä, miten voimakkaasti atomi vetää puoleensa yhteisiä sidoselektroneja molekyylissä. Esimerkiksi happiatomin elektronegatiivisuus on suurempi kuin vetyatomin, joten vesimolekyylissä suurempi osuus happi-vetysidosten elektronitiheydestä on happea lähellä. Mitä suurempi on sidoksen muodostavien atomien elektronegatiivisuuksien ero, sitä poolisempi sidos on.

Useimmiten elektronegatiivisuuden mittaamiseen käytetään Linus Paulingin vuonna 1932 esittelemää asteikkoa. Muita asteikkoja ovat Mullikenin asteikko (1934), Allredin–Rochowin asteikko ja Allenin asteikko.

Kun verrataan heteronukleaaristen sidosten (X–Y) kokeellisesti määritettyä dissosiaatioentalpiaa ${\displaystyle D({\text{X--Y}})_{kokeellinen}}$ keskiarvoon ${\displaystyle {\tfrac {1}{2}}{\big (}D({\text{X--X}})+D({\text{Y--Y}}){\big )}}$ havaitaan ero ${\displaystyle \Delta D}$, eli

${\displaystyle \Delta D=D({\text{X--Y}})_{kokeellinen}-{\tfrac {1}{2}}{\big (}D({\text{X--X}})+D({\text{Y--Y}}){\big )}}$.

Joissain sidoksissa kuten Cl–Br eroa ei ole ${\displaystyle \Delta D\approx 0}$, mutta toisissa kuten H–F se on merkittävä ${\displaystyle \Delta D=272kJ/mol}$.^[1]

Elektronegatiivisuuksien ${\displaystyle \chi ^{P}}$ ero on ${\displaystyle \Delta D}$ neliöjuuri,

${\displaystyle \chi ^{P}(Y)-\chi ^{P}(X)={\sqrt {\Delta D}}}$

Paulingin mukaan ${\displaystyle \Delta D}$ kuvasi sidoksen ioniluonnetta. Hän määritteli elektronegatiivisuuden atomin voimaksi vetää elektroneja puoleensa molekyylissä.

Mullikenin asteikossa elektronegatiivisuusarvot saadaan ionisoitumispotentiaalin ja elektroniaffiniteetin keskiarvosta. Mullikenin arvot esitetään suoraan energian yksiköissä, tavallisesti elektronivoltteina (eV).

Alkuaineet, joiden elektronegatiivisuusero on pieni (Paulingin asteikossa alle 0,4), muodostavat suhteellisen poolittomia kovalenttisia sidoksia. Jos elektronegatiivisuusero on välillä 0,4–1,7, sidokset ovat poolisia ja kovalenttisia. Jos yhdisteen elektronegatiivisuusero on suurempi kuin 1,7, se tulkitaan yleensä ioniyhdisteeksi.

^[2]

Elektronegatiivisuudet kasvavat, kun liikutaan vasemmalta oikealle jaksollisen järjestelmän pääryhmissä (ryhmät 1–2 ja 13–17). Kasvu johtuu siitä, että atomin ytimen varauksen suurentuessa ydin vetää elektroneja enemmän puoleensa. Samalla siis kasvaa myös ensimmäinen ionisoitumisenergia.

Elektronegatiivisuudet pienenevät, kun liikutaan pääryhmissä ylhäältä alas. Tässä suunnassa atomin elektronikuorien määrä lisääntyy eikä ydin vedä elektroneja yhtä tiukasti puoleensa.

Elektronegatiivisuus siis suurenee kuljettaessa vasemmasta alakulmasta oikeaan yläkulmaan.

Yksinkertainen selitys: Taulukosta huomataan, että jalokaasuilla ei ole merkittynä elektronegatiivisuuksia. Jalokaasuilla on uloin elektronikuori oktetissa (niillä on siis kahdeksan ulkoelektronia), ja kun elektronikuori on oktetissa, se on mahdollisimman pallonmuotoinen. Tämä "elektronien verho" peittää näin täysin ytimen positiivisen varauksen ja atomi ei siten houkuttele elektroneja lainkaan.

Monimutkainen selitys: Alkuaineiden erilaisten elektronegatiivisuuksien ajatellaan nykyään johtuvan atomiytimen ja atomiorbitaalien välisistä suhteista, mikä kuuluu kvanttimekaniikan alaan. Elektronegatiivisemmalla atomilla on uloimman elektronikuoren rakenne sellainen, että kun se saa elektronin, sen atomiorbitaalien muoto lähestyy pallon muotoa, ja se on siten "elektronitiheämpi", kuin vähemmän elektronegatiivinen atomi saadessaan elektronin. Elektropositiivisuus (vastakohtana tälle) on vanhentunut ja huono termi, jota ei nykyään tässä yhteydessä käytetä. Asiaa voidaan käsitellä myös sähkömekaniikan ja fysiikan termein, kuten Mullikenin asteikossa on osittain tehty.

Monimutkaisin selitys: ks. kvanttifysiikka, perusvuorovaikutukset

• Elektrodi
• Kemiallinen sidos
• Linus Pauling

Wikimedia Commonsissa on kuvia tai muita tiedostoja aiheesta Elektronegatiivisuus.

• Opetus TV: Elektronegatiivisuus