Как найти электроотрицательность атомов

Была ли эта статья полезной?

Эле́ктроотрица́тельность (χ) (относительная электроотрицательность) — фундаментальное химическое свойство атома, количественная характеристика способности атома в молекуле смещать к себе общие электронные пары, то есть способность атомов притягивать к себе электроны других атомов. Самая высокая степень электроотрицательности у галогенов и сильных окислителей (p-элементов, F, O, N, Cl), а низкая — у активных металлов (s-элементов I группы, Na, K, Cs).^{[источник не указан 627 дней]}

Описание[править | править код]

Современное понятие об электроотрицательности атомов было введено американским химиком Л. Полингом. Он использовал понятие электроотрицательности для объяснения того факта, что энергия гетероатомной связи A—B (A, B — символы любых химических элементов) в общем случае больше среднего геометрического значения гомоатомных связей A—A и B—B.^{[источник не указан 627 дней]}

Первая и широко известная (самая распространённая) шкала относительных атомных электроотрицательностей Полинга охватывает значения от 0,7 для атомов франция до 4,0 для атомов фтора. Фтор — наиболее электроотрицательный элемент, за ним следует кислород (3,5) и далее азот и хлор (щелочные и щёлочноземельные металлы имеют наименьшие значения электроотрицательности, лежащие в интервале 0,7—1,2, а галогены — наибольшие значения, находящиеся в интервале 4,0—2,5. Электроотрицательность типичных неметаллов находится в середине общего интервала значений и, как правило, близка к 2 или немного больше 2. Электроотрицательность водорода принята равной 2,2^[1]. Для большинства переходных металлов значения электроотрицательности лежат в интервале 1,5—2,0. Близки к 2,0 значения электроотрицательностей тяжёлых элементов главных подгрупп. Существует также несколько других шкал электроотрицательности, в основу которых положены разные свойства веществ. Но относительное расположение элементов в них примерно одинаково.^{[источник не указан 627 дней]}

Теоретическое определение электроотрицательности было предложено американским физиком Р. Малликеном. Исходя из очевидного положения о том, что способность атома в молекуле притягивать к себе электронный заряд зависит от энергии ионизации атома и его сродства к электрону, Р. Малликен ввёл представление об электроотрицательности атома А как о средней величине энергии связи наружных электронов при ионизации валентных состояний (например, от А⁻ до А⁺) и на этой основе предложил очень простое соотношение для электроотрицательности атома^[2][3]:

где  — энергия ионизации атома,

 — сродство к электрону.

В настоящее время для определения электроотрицательностей атомов существует много различных методов, результаты которых хорошо согласуются друг с другом, за исключением относительно небольших различий, и во всяком случае внутренне непротиворечивы.
Помимо шкалы Малликена, описанной выше, существует более 20 различных других шкал электроотрицательности (в основу расчёта значений которых положены разные свойства веществ), среди которых шкала Л. Полинга (основана на энергии связи при образовании сложного вещества из простых), шкала Олреда — Рохова (основана на электростатической силе, действующей на внешний электрон), шкала Оганова^[4][5][6] и др. Формула, предложенная Огановым в 2021 году, учитывает ионную стабилизацию молекулы как мультипликативную компоненту и позволяет расчет с большей точностью как при маленьких разностях в электроотрицательности, так и при больших^[4]. В 2022 году Сяо Дун из Нанькайского университета, Оганов и др. вычислили электроотрицательности для химических элементов при высоких давлениях: 500 тыс. атм, 2 млн атм и 5 млн атм^[7].

Значения шкал электроотрицательностей рассчитанных по разным формулам^[5]

Элемент	шкала Полинга (eV−1/2)	шкала Малликена (eV)	шкала Аллена (eV)	шкала Мартынова и Бацанова (eV−1/2)	шкала Оганова (безразмерные значения)
H	2,2[8]	7,18	2,3	–	3,04
Li	0,98	3	0,912	0,95	2,17
Na	0,93	2,84	0,869	0,9	2,15
K	0,82	2,42	0,734	0,8	2,07
Rb	0,82	2,33	0,706	0,8	2,07
Cs	0,79	2,18	0,659	0,75	1,97
Fr	0,7	2,21	0,67	0,7	2,01
Be	1,57	4,41	1,576	1,5	2,42
Mg	1,31	3,62	1,293	1,2	2,39
Ca	1	3,07	1,034	1	2,2
Sr	0,95	2,87	0,963	1	2,13
Ba	0,89	2,68	0,881	0,9	2,02
Ra	0,9	2,69	0,89	0,9	–
Sc	1,36	3,37	1,19	1,3	2,35
Ti	1,54	3,45	1,38	1,6	2,23
V	1,63	3,64	1,53	(II) 1.5 (III) 1.7 (V) 2.00	2,08
Cr	1,66	3,72	1,65	(II) 1.6 (III) 1.8 (V) 2.2	2,12
Mn	1,55	3,46	1,75	(II) 1.5 (III) 1.8 (IV) 2.0 (VII) 2.3	2,2
Fe	1,83	4,03	1,8	(II) 1.8 (III) 1.9	2,32
Co	1,88	4,27	1,84	(II) 1.8 (III) 2.0 (IV) 3.1	2,34
Ni	1,91	4,4	1,88	(II) 1.9 (III) 2.0 (IV) 3.4	2,32
Cu	1,9	4,48	1,85	(I) 1.8) (II) 2.1	2,86
Zn	1,65	4,4	1,59	1,6	2,26
Y	1,22	3,26	1,12	1,25	2,52
Zr	1,33	3,53	1,32	1,5	2,05
Nb	1,6	3,84	1,41	(III) 1.6 (V) 1.9	2,59
Mo	2,16	3,92	1,47	(IV) 1.8 (VI) 2.2	2,47
Tc	1,9	3,91	1,51	(IV) 1.9	2,82
Ru	2,2	4,2	1,54	(II) 2.0 (III) 2.0 (IV) 2.1	2,68
Rh	2,28	4,3	1,56	(II) 2.1 (III) 2.1	2,65
Pd	2,2	4,45	1,58	(II) 2.2 (III) 2.2 (IV) 2.3	2,7
Ag	1,93	4,44	1,87	1,9	2,88
Cd	1,69	4,14	1,52	1,7	2,36
Hf	1,3	3,5	1,16	1,4	2,01
Ta	1,5	4,1	1,34	(III) 1.5 (V) 1.8	2,32
W	2,36	4,4	1,47	(IV) 1.8 (V) 2.1	2,42
Re	1,9	3,97	1,6	(IV) 1.9	2,59
Os	2,2	4,89	1,65	(II) 2.0 (III) 2.1 (IV) 2.2	2,72
Ir	2,2	5,34	1,68	(II) 2.1 (III) 2.2	2,79
Pt	2,28	5,57	1,72	(II) 2.3 (III) 2.3 (IV) 2.4	2,98
Au	2,54	5,77	1,92	(I) 2.0 (III) 2.4	2,81
Hg	2	4,97	1,76	1,8	2,92
B	2,04	4,29	2,05	1,9	3,04
Al	1,61	3,21	1,613	1,5	2,52
Ga	1,81	3,21	1,756	1,7	2,43
In	1,78	3,09	1,656	1,8	2,29
Tl	1,62	3,24	1,789	(I) 1.4 (III) 1.9	2,26
C	2,55	6,26	2,544	2,5	3,15
Si	1,9	4,77	1,916	1,9	2,82
Ge	2,01	4,57	1,994	2	2,79
Sn	1,96	4,23	1,824	(II) 1.8 (IV) 2.0	2,68
Pb	2,33	3,89	1,854	(II) 1.9 (IV) 2.1	2,62
N	3,04	7,23	3,066	3	3,56
P	2,19	5,62	2,253	2,1	3,16
As	2,18	5,31	2,211	2	3,15
Sb	2,05	4,85	1,984	(III) 1.9 (V) 2.2	3,05
Bi	2,02	4,11	2,01	(III) 1.9 (V) 2.2	–
O	3,44	7,54	3,61	3,55	3,78
S	2,58	6,22	2,589	2,5	3,44
Se	2,55	5,89	2,424	2,4	3,37
Te	2,1	5,49	2,158	2,1	3,14
Po	2	4,91	2,19	2	–
F	3,98	10,41	4,193	4	4
Cl	3,16	8,29	2,869	3	3,56
Br	2,96	7,59	2,685	2,8	3,45
I	2,66	6,76	2,359	2,5	3,2
At	2,2	5,87	2,39	2,2	–
La	1,1	3,06	–	1,2	2,49
Ce	1,12	3,05	–	–	2,61
Pr	1,13	3,21	–	–	2,24
Nd	1,14	3,72	–	–	2,11
Pm	1,13	2,86	–	–	–
Sm	1,17	2,9	–	–	1,9
Eu	1,2	2,89	–	–	1,81
Gd	1,2	3,14	–	–	2,4
Tb	1,1	3,51	–	–	2,29
Dy	1,22	3,15	–	–	2,07
Ho	1,23	3,18	–	–	2,12
Er	1,24	3,21	–	–	2,02
Tm	1,25	3,61	–	–	2,03
Yb	1,1	3,12	–	–	1,78
Lu	1,27	2,89	1,09	–	2,68
Th	1,3	3,63	–	(IV) 1.3	2,62
U	1,38	3,36	–	(IV) 1.4 (V) 1.6 (VI) 1.8	2,45
He	–	12,29	4,16	–	–
Ne	–	10,78	4,787	–	–
Ar	–	7,88	3,242	–	–
Kr	3,23	7	2,966	–	–
Xe	3,02	6,07	2,582	–	–
Rn	2,81	5,37	2,6	–	–

Строго говоря, элементу нельзя приписать постоянную электроотрицательность. Электроотрицательность атома зависит от многих факторов, в частности, от валентного состояния атома, формальной степени окисления, типа соединения, координационного числа, природы лигандов, составляющих окружение атома в молекулярной системе, и от некоторых других. В последнее время все чаще для характеристики электроотрицательности используют так называемую орбитальную электроотрицательность, зависящую от типа атомной орбитали, участвующей в образовании связи, и от её электронной заселённости, то есть от того, занята атомная орбиталь неподелённой электронной парой, однократно заселена неспаренным электроном или является вакантной. Но, несмотря на известные трудности в интерпретации и определении электроотрицательности, она всегда остаётся необходимой для качественного описания и предсказания природы связей в молекулярной системе, включая энергию связи, распределение электронного заряда и степень ионности (полярности), силовую постоянную и т. д.

В период бурного развития квантовой химии как средства описания молекулярных образований (середина и вторая половина XX века) плодотворным оказался подход Л. Полинга, который в числе прочих исследований ввёл собственную шкалу электроотрицательностей, в которой из «стандартных» элементов максимальную имеет фтор (), а минимальную — франций (). Степень ионности связи, то есть вклад структуры, при которой более электроотрицательный атом полностью «забирает» себе валентные электроны, в общую резонансную «картину», в этой теории определяется как

где  — разность электроотрицательностей образующих связь атомов.

Одним из наиболее развитых в настоящее время подходов является подход Сандерсона. В основу этого подхода легла идея выравнивания электроотрицательностей атомов при образовании химической связи между ними. В многочисленных исследованиях были найдены зависимости между электроотрицательностями Сандерсона и важнейшими физико-химическими свойствами неорганических соединений подавляющего большинства элементов периодической таблицы.^[9] Очень плодотворной оказалась и модификация метода Сандерсона, основанная на перераспределении электроотрицательности между атомами молекулы для органических соединений.^[10][11][12]

Практическая шкала электроотрицательности атомов[править | править код]

Детальный поиск взаимосвязи между шкалами электроотрицательностей позволил сформировать новый подход к выбору практической шкалы электроотрицательностей атомов. В основу практической шкалы электроотрицательностей атомов взята концепция Луо-Бенсона, использующая понятие ковалентного радиуса r. По физическому смыслу электроотрицательность атома χ_ЛБ — это величина, пропорциональная энергии притяжения валентного электрона, находящегося на расстоянии r от атомного ядра:

Где m и n — число p- и s- электронов в валентной оболочке атома.

Сами Луо и Бенсон рекомендовали для величины χ _ЛБ (электроотрицательности атомов) более точное название «ковалентный потенциал». В процессе разработки практической шкалы электроотрицательностей шкала Луо и Бенсона была дополнена электроотрицательностями d- и f-элементов, для которых в расчётное управление введено число внешних электронов, равное двум. Значения электроотрицательностей атомов в практической шкале χ * и их ковалентных радиусов r (Å) приведены в таблице:

Значения электроотрицательностей атомов в практической шкале χ* и их ковалентных радиусов r, (Å).^[13]

Приведённая в таблице совокупность значение χ* демонстрирует важную особенность практической шкалы электроотрицательностей: значение электроотрицательности для водорода в этой шкале χ*(H)=2,7 определяет чёткую границу между металлами (М) и неметаллами [Н]: χ*(М) < χ*[Н]. Исключение составляют лишь постпереходные металлы (Sn, Bi, Po), в то время как в других шкалах значения электроотрицательностей, меньшие электроотрицательности водорода, помимо металлов, имеют большинство неметаллов (B, Si, Ge, As, Sb, Te), а в шкале Парра-Пирсона даже углерод, фосфор, сера, селен, иод.^[13]

Особое положение водорода в практической шкале даёт основание рассматривать электроотрицательность водорода как «меру» электроотрицательности элементов, которая позволяет осуществить переход к безразмерной практической шкале χ*, определяемой как отношение χ*(X)/ χ*(Н).^[13]

Значения относительной электроотрицательности[править | править код]

Группа

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

Период

1

H 2,20

He 4,5

2

Li 0,99

Be 1,57

B 2,04

C 2,55

N 3,04

O 3,44

F 3,98

Ne 4,4

3

Na 0,98

Mg 1,31

Al 1,61

Si 1,90

P 2,19

S 2,58

Cl 3,16

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 2,18

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 2,05

Te 2,1

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 2,54

Hg 2,00

Tl 1,62

Pb 2,33

Bi 2,02

Po 2,0

At 2,2

Rn 2,2

7

Fr 0,7

Ra 0,9

**

Rf

Db

Sg

Bh

Hs

Mt

Ds

Rg

Cn

Nh

Fl

Mc

Lv

Ts

Og

Лантаноиды

*

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

Актиноиды

**

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

Примечания[править | править код]

См. также[править | править код]

• Сродство к электрону

Электроотрицательность — это характеристика атома, показывающая, насколько высока его способность притягивать к себе электроны. Когда химическая связь образована двумя разными элементами, электроны у одного из них всегда расположены более плотно, чем у другого. Тот атом, у которого электронная плотность выше, называется электроотрицательным, тот, у кого ниже — соответственно, электроположительным.

Как определить электроотрицательность

Существует несколько шкал, ориентируясь на которые, можно определить электроотрицательность того или иного элемента. Попробуем их перечислить:

1. Таблица Менделеева.
2. Шкала Малликена.
3. Шкала Полинга.
4. Шкала Олреда-Рохова.

Чтобы определить параметр «электроотрицательность» по таблице Менделеева, нужно всего лишь знать, что наиболее электроотрицательные свойства имеют те элементы, которые располагаются вверху таблицы и в правой ее части. То есть, чем выше и правее элемент находится в таблице Менделеева, тем выше у него электроотрицательность и наоборот, чем ниже и левее — тем выше у него электроположительность.

Шкала Полинга — наиболее часто используемая таблица электроотрицательности. Названа она в честь американского химика Лайнуса Полинга, который впервые ввел понятие электроотрицательности. Согласно шкале Поллинга, электроотрицательность всех имеющихся в природе элементов лежит в интервале от 0,7 (таковой она является у щелочного металла франция) до 4,0 (у газа-галогена фтора). В таблице приводятся относительные и неточные величины.

Шкала Малликена рассматривает электроотрицательность как величину энергии связи между валентными электронами. Приводятся максимально точные расчеты.

Расположение элементов в каждой из таблиц является идентичным, несмотря на то, что методы определения отличаются друг от друга, и величины тоже.

Самые высокие значения электроотрицательности

Фтор, один из галогенов — это элемент, обладающий наивысшей электроотрицательностью, а точнее — 3,98. Его химическая активность невероятно высока, настолько, что химики называют его не иначе как «все разгрызающий».

Следом за фтором идет кислород. Электроотрицательность кислорода немного пониже — 3,44, но тоже достаточно высока.

Следом за ними (спускаясь все ниже по правой части таблицы Менделеева) идут:

• хлор (3,16);
• азот (3,04);
• бром (2,96);
• йод (2,66);
• ксенон (2,60);
• и так далее.

Большая часть неметаллов имеет электроотрицательность, колеблющуюся между значениями 2 и 3. У отличающихся наиболее высокой активностью металлов, от франция до бериллия, она колеблется от значения 0,7 до 1,57.

Как определить валентные электроны

Валентностью называют способность атома вступать во взаимодействие с другими атомами, образуя с ними определенные химические связи. Валентными электронами именуются электроны, непосредственно участвующие в образовании химической связи. Основными создателями, внесшими в теорию валентности наибольший вклад, являются русский ученый Бутлеров и немецкий ученый Кекуле. Электроны, которые принимают участие в образовании химической связи, называют валентными.

Атом, как мы все знаем из школьного курса, устроен таким образом, что довольно-таки напоминает по своему устройству Солнечную систему. В центре атома находится огромное ядро, чья масса чуть менее, чем полностью равняется массе всего атома, а вокруг него по орбиталям вращаются мелкие электроны, неодинаковые по своим внутренним характеристикам. Ядро атома окажется не таким уж и большим, если сравнить его размеры с длиной расстояния до орбиталей, по которым вращаются атомы. Чем дальше от ядра и чем ближе к внешней электронной оболочке находится электрон конкретно взятого атома, тем быстрее он вступает во взаимодействие с электронами других атомов.

Итак, перед нами таблица Менделеева. Найти на ней нужно третий период. Последовательно перебираем элементы главных подгрупп в нем. Существует правило, согласно которому валентность элемента определяется по номеру его группы и равняется количеству электронов на внешней оболочке его атома.

• У щелочного металла натрия на внешней оболочке всего только один электрон, принимающий участие в химической связи между элементами. Исходя из этого, мы определяем, что он одновалентен.
• У щелочноземельного металла на внешней оболочке уже два электрона. Это означает, что его валентность равна двум.
• У амфотерного металла алюминия ровно три электрона на внешней оболочке. Его валентность так же, как и у предыдущих элементов, соответствует этому числу.
• У кремния четыре электрона, он четырехвалентен.
• Фосфор может образовывать различные связи и иметь разные валентности, но высшая валентность фосфора равна пяти.
• Сера точно так же, как и фосфор, может иметь разные валентности, но высшая равняется шести.
• Возьмем хлор. Когда, к примеру, он состоит в молекуле соляной кислоты (HCl), он находится в одновалентном состоянии. А вот в молекуле хлорной кислоты (HClO4) он сразу же становится семивалентным.

Помимо главных, есть еще и побочные подгруппы. Когда дело касается их, учитываются еще и d-электроны на предыдущем подуровне. В таблице Менделеева все эти значения легко можно отыскать. Попробуем определить высшую валентность хрома. На внешнем уровне у хрома находится 1 электрон, на d-подуровне — 5. Следовательно, его высшая валентность равна 6. У марганца на внешнем уровне 2 электрона, на d-подуровне — 5. Значит, его высшая валентность — 7.

Все вышеописанное, за некоторыми исключениями, действительно для элементов всех других побочных подгрупп (помимо тех, в которые включены марганец и хром). Вот исключения:

• кобальт;
• платина;
• палладий;
• родий;
• иридий.

Видео

Это видео поможет вам лучше усвоить такое понятие, как электроотрицательность.