Как найти электроотрицательность вещества - Сайт, где вы сможете решить свои вопросы

Загрузить PDF

В химии электроотрицательность — это способность атомов притягивать к себе электроны других атомов.^[1] Атом с высокой электроотрицательностью притягивает электроны сильно, а атом с низкой электроотрицательностью притягивает электроны слабо. Значения электроотрицательности используются при прогнозировании поведения различных атомов в химических соединениях.

1
Химические связи. Такие связи возникают, когда электроны в атомах взаимодействуют друг с другом, то есть два электрона (по одному из каждого атома) становятся общими.
- Описание причин взаимодействия электронов в атомах выходит за рамки данной статьи. Для получения подробной информации по этому вопросу прочитайте, например, эту статью.
2
Влияние электроотрицательности. Когда два атома притягивают электроны друг друга, то сила притяжения не является одинаковой. Атом с более высокой электроотрицательностью притягивает два электрона сильнее. Атом с очень высокой электроотрицательностью притягивает электроны с такой силой, что об общих электронах речь уже не идет.
- Например, в молекуле NaCl (хлорид натрия, обычная соль) атом хлора имеет достаточно высокую электроотрицательность, а атом натрия — довольно низкую. Таким образом, электроны притягиваются к атому хлора и отталкиваются от атомов натрия.
3
Таблица электроотрицательности. Эта таблица включает химические элементы, расположенные так же, как в таблице Менделеева, но для каждого элемента приведена электроотрицательность его атомов. Такую таблицу можно найти в учебниках по химии, справочных материалах и в сети.
- Здесь вы найдете отличную таблицу электроотрицательности. Обратите внимание, что в ней используется шкала электроотрицательности по Полингу, которая наиболее распространен.^[2] Тем не менее существуют и другие способы вычисления электроотрицательности, об одном из которых будет рассказано ниже.
4
Тенденции электроотрицательности. Если у вас под рукой нет таблицы электроотрицательности, вы можете оценить электроотрицательность атома по расположению элемента в таблице Менделеева.
- Чем правее расположен элемент, тем больше электроотрицательность его атома.
- Чем выше расположен элемент, тем больше электроотрицательность его атома.
- Таким образом, атомы элементов, расположенных в правом верхнем углу таблицы Менделеева, имеют самые высокие электроотрицательности, а атомы элементов, расположенных в нижнем левом углу — самые низкие.
- В нашем примере NaCl можно сказать, что хлор имеет более высокую электроотрицательность, чем натрий, потому что хлор расположен правее натрия.
Реклама

1
Вычислите разницу между электроотрицательностями двух атомов, чтобы понять характеристики связи между ними. Для этого вычтите меньшую электроотрицательность из большей.
- Например, рассмотрим молекулу HF. Вычтите электроотрицательность водорода (2,1) из электроотрицательности фтора (4,0): 4,0 – 2,1 = 1,9.
2
Если разница меньше 0,5, то связь ковалентная неполярная, при которой электроны притягиваются практически с одинаковой силой. Такие связи образуются между двумя одинаковыми атомами. Неполярные связи, как правило, очень трудно разрушить.^[3] Все потому, что атомы делятся электронами, что делать их связь стабильной. Чтобы разрушить ее, нужно много энергии.^[4]
- Например, молекула O₂ имеет этот тип связи. Поскольку два атома кислорода имеют одинаковую электроотрицательность, разница между ними равна 0.
3
Если разница лежит в пределах 0,5 – 1,6, то связь ковалентная полярная. В этом случае один из двух атомов притягивает электроны сильнее и поэтому приобретает частичный отрицательный заряд, а второй — частичный положительный заряд. Такой дисбаланс в зарядах позволяет молекуле участвовать в некоторых реакциях.^[5]
- Например, молекула H₂O (вода) имеет такой тип связи. Атом О более электроотрицательный, чем два атома H, поэтому кислород притягивает электроны сильнее и приобретает частичный отрицательный заряд, а водород — частичный положительный заряд.
4
Если разница больше 2,0, то связь ионная. Это связь, при которой общая электронная пара переходит преимущественно к атому с большей электроотрицательностью, который приобретает отрицательный заряд, а атом с меньшей электроотрицательностью приобретает положительный заряд. Молекулы с такими связями хорошо реагируют с другими атомами и даже могут быть разрушены полярными атомами.
- Например, молекула NaCl (хлорид натрия) имеет такой тип связи. Атом хлора настолько электроотрицательный, что притягивает к себе оба электрона и приобретает отрицательный заряд, а атом натрия приобретает положительный заряд.
- NaCl может быть разрушен полярной молекулой, такой как H2O (вода). В молекуле воды водородная сторона молекулы положительна, а кислородная сторона отрицательна. Если смешать соль с водой, молекулы воды расщепят молекулы соли, в следствие чего она растворится.^[6]
5
Если разница лежит в пределах 1,6 – 2,0, проверьте наличие металла. Если в молекуле присутствует атом металла, то связь ионная. Если в молекуле атомов металла нет, то связь полярная ковалентная.
- Металлы расположены слева и в центре таблицы Менделеева. В этой таблице металлы выделены.^[7]
- В нашем примере HF разница между электроотрицательностями попадает в этот диапазон. Так как H и F не являются металлами, то связь полярная ковалентная.
Реклама

1
Найдите первую энергию ионизации атома. Шкала электроотрицательности по Малликену немного отличается от шкалы по Полингу, которая упоминалась выше. Первая энергия ионизации требуется для удаления одного атома из электрона.
- Значение такой энергии можно найти в справочниках по химии или в сети, например, здесь.^[8]
- В качестве примера найдем электроотрицательность лития (Li). Его первая энергия ионизации равна 520 кДж/моль.
2
Найдите энергию сродства к электрону. Это энергия, выделяющаяся в процессе присоединения электрона к атому. Значение такой энергии можно найти в справочниках по химии или в сети, например, здесь.^[9]
- Энергия сродства к электрону у лития равна 60 кДж/моль.
3
Воспользуйтесь уравнением электроотрицательности Малликена: EN_Mulliken = (1,97×10⁻³)(E_i+E_ea) + 0,19.
- В нашем примере:
  
  EN_Mulliken = (1,97×10⁻³)(E_i+E_ea) + 0,19
  
  EN_Mulliken = (1,97×10⁻³)(520 + 60) + 0,19
  
  EN_Mulliken = 1,143 + 0,19 = 1,333
Реклама

Советы

Кроме шкал по Полингу и Малликену, существуют шкалы электроотрицательности по Оллреду-Рочоу, Сандерсону, Аллену. Все они имеют свои собственные формулы для расчета электроотрицательности (некоторые из них довольно сложные).
Электроотрицательность не имеет единиц измерения.

Об этой статье

Эту страницу просматривали 88 055 раз.

Была ли эта статья полезной?

Источник

Все известные химические элементы можно разделить на металлы и неметаллы.

Металлы — элементы, атомы которых способны отдавать электроны.

Неметаллы — элементы, атомы которых могут принимать электроны.

При взаимодействии металла с неметаллом атом первого теряет электроны, а атом второго их присоединяет.

А что происходит, если взаимодействуют атомы двух неметаллов?

Сравним атомы серы и кислорода:

O8+8)2)6;

S16+16)2)8)6.

Радиус атома серы больше, валентные электроны слабее связаны с ядром. При образовании связи произойдёт сдвиг электронов от серы к кислороду.

Сравним атомы углерода и кислорода:

C6+6)2)4;

O8+8)2)6.

Заряд ядра атома кислорода больше, и притягивать к себе электроны он будет сильнее.

Значит, атомы разных неметаллов притягивают к себе электроны неодинаково.

Способность атомов элементов оттягивать к себе общие электронные пары в химических соединениях называется электроотрицательностью (ЭО).

Так как общие электронные пары образуются валентными электронами, то можно сказать, что электроотрицательность — это способность атома притягивать к себе валентные электроны от других атомов.

Обрати внимание!

Чем больше электроотрицательность, тем сильнее у элемента выражены неметаллические свойства.

Шкала относительной электроотрицательности Полинга

Абсолютные значения ЭО — неудобные для работы числа. Поэтому обычно используют относительную электроотрицательность по шкале Полинга. За единицу в ней принята ЭО лития.

По шкале Полинга наиболее электроотрицательным среди элементов, способных образовывать соединения, является фтор, а наименее электроотрицательным — франций. ЭО франция равна (0,7), а ЭО фтора — (4). ЭО остальных элементов изменяются в пределах от (0,7) до (4).

Как правило, неметаллы имеют ЭО больше двух. У металлов значение ЭО меньше двух. Некоторые элементы (B,Si,Ge,As,Te) со значениями электроотрицательности, близкими к (2), способны проявлять промежуточные свойства.

Элементы с высокой и низкой электроотрицательностью считаются активными. С высокой — активные неметаллы, с низкой — активные металлы. У первых ЭО близка к (3)–(4), у вторых — к (1).

Изменение электроотрицательности в Периодической системе

С увеличением порядкового номера элементов ЭО изменяется периодически.

В периоде она растёт слева направо при накоплении электронов на внешнем слое.

В группе она убывает сверху вниз при увеличении числа электронных слоёв и увеличении атомных радиусов.

Наибольшей ЭО в каждом периоде обладают самые маленькие атомы с семью внешними электронами — атомы галогенов (инертные газы соединений не образуют).

Наименьшая ЭО в периоде у самого большого атома с одним внешним электроном — атома щелочного металла.

Обрати внимание!

Значения электроотрицательности элементов позволяют определить:

— заряды атомов в соединении;

— сдвиг электронов при образовании химической связи.

Установим, как происходит сдвиг электронов при взаимодействии атомов хлора и серы, cеры и кислорода.

Пример:

хлор и сера расположены в третьем периоде. Электроотрицательность по периоду возрастает слева направо. ЭО хлора больше ЭО серы, значит, электроны будут сдвинуты от серы к хлору. Заряд атома серы будет положительным, а хлора — отрицательным:

Проверим вывод по шкале Полинга. Электроотрицательность хлора равна (3), а электроотрицательность серы — (2,5). Хлор более электроотрицательный.

Пример:

кислород и сера расположены в шестой А группе. Электроотрицательность по группе сверху вниз уменьшается. ЭО кислорода больше ЭО серы, значит, электроны будут сдвинуты от серы к кислороду. Атом серы имеет положительный заряд, а кислорода — отрицательный:

По шкале Полинга электроотрицательность кислорода равна (3,5), а электроотрицательность серы — (2,5). Более электроотрицательный — кислород.

При сравнении ЭО элементов часто используют ряд электроотрицательности, расположив элементы в порядке убывания её значения:

F,O,N,Cl,Br,S,C,P,H,Si,Mg,Li,Na

Источник

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 622 дня]}

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 622 дня]}

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 622 дня]}

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]:

${displaystyle chi ={frac {1}{2}}left(J_{1}^{A}+varepsilon _{A}right),}$

где ${displaystyle J_{1}^{A}}$

— энергия ионизации атома,

${displaystyle varepsilon _{A}}$

— 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

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

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:

${displaystyle chi _{text{ЛБ}}={frac {m+n}{r}}}$

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]

Z	Элемент	χ*	r
1	H	2,7	0,371
3	Li	0,75	1,337
4	Be	2,08	0,96
5	B	3,66	0,82
6	C	5,19	0,771
7	N	6,67	0,75
8	O	8,11	0,74
9	F	9,915	0,706
11	Na	0,65	1,539
12	Mg	1,54	1,30
13	Al	2,40	1,248
14	Si	3,41	1,173
15	P	4,55	1,10
16	S	5,77	1,04
17	Cl	7,04	0,994
19	K	0,51	1,953
20	Ca	1,15	1,74
21	Sc	1,49	1,34
22	Ti	1,57	1,27
23	V	1,65	1,21
24	Cr	1,72	1,16
25	Mn	1,71	1,17
26	Fe	1,72	1,16
27	Co	1,83	1,09
28	Ni	1,92	1,04
29	Cu	2,30	0,87
30	Zn	1,87	1,07
31	Ga	2,38	1,26
32	Ge	3,24	1,223
33	As	4,20	1,19
34	Se	5,13	1,17
35	Br	6,13	1,141
37	Rb	0,48	2,087
38	Sr	1,05	1,91
39	Y	1,31	1,52
40	Zr	1,40	1,43
41	Nb	1,43	1,40
42	Mo	1,46	1,37
43	Tc	1,56	1,28
44	Ru	1,65	1,21
45	Rh	1,69	1,18
46	Pd	1,80	1,11
47	Ag	1,79	1,12
48	Cd	1,56	1,28
49	In	2,00	1,497
50	Sn	2,83	1,412
51	Sb	3,62	1,38
52	Te	4,38	1,37
53	I	5,25	1,333
55	Cs	0,43	2,323
56	Ba	1,01	1,98
57	La	1,17	1,71
59	Pr	1,20	1,66
61	Pm	1,23	1,63
63	Eu	1,23	1,62
65	Tb	1,28	1,56
67	Ho	1,31	1,53
69	Tm	1,33	1,50
70	Yb	1,34	1,49
71	Lu	1,36	1,47
72	Hf	1,41	1,42
73	Ta	1,44	1,39
74	W	1,45	1,38
75	Re	1,46	1,37
76	Os	1,46	1,37
77	Ir	1,46	1,37
78	Pt	1,49	1,34
79	Au	1,50	1,33
80	Hg	1,51	1,32
81	Tl	1,91	1,57
82	Pb	2,60	1,55
83	Bi	3,29	1,52
84	Po	4,03	1,49
85	At	4,67	1,50

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

I B

II B

III A

IV A

V A

VI A

VII A

VIII A

Период

H
2,20

He
4,5

Li
0,99

Be
1,57

B
2,04

C
2,55

N
3,04

O
3,44

F
3,98

Ne
4,4

Na
0,98

Mg
1,31

Al
1,61

Si
1,90

P
2,19

S
2,58

Cl
3,16

Ar
4,3

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

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

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

0,7

Ra
0,9

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]

↑ Hydrogen: electronegativity (англ.). Webelements.
↑ Mulliken, R. S. (1934). “A New Electroaffinity Scale; Together with Data on Valence States and on Valence Ionization Potentials and Electron Affinities”. Journal of Chemical Physics. 2 (11): 782—793. Bibcode:1934JChPh…2..782M. DOI:10.1063/1.1749394.
↑ Mulliken, R. S. (1935). “Electronic Structures of Molecules XI. Electroaffinity, Molecular Orbitals and Dipole Moments”. J. Chem. Phys. 3 (9): 573—585. Bibcode:1935JChPh…3..573M. DOI:10.1063/1.1749731.
↑ ¹ ² Учредитель: Некоммерческое партнерство «Международное партнерство распространения научных знаний» Адрес: 119234, г Москва, ГСП-1, Ленинские горы, МГУ, Д. 1. В Сколтехе создали новую шкалу электроотрицательности. «Научная Россия» — наука в деталях! (7 апреля 2021). Дата обращения: 10 мая 2021.
↑ ¹ ² Christian Tantardini, Artem R. Oganov. Thermochemical electronegativities of the elements (англ.) // Nature Communications. — 2021-04-07. — Vol. 12, iss. 1. — P. 2087. — ISSN 2041-1723. — doi:10.1038/s41467-021-22429-0.
↑ Максим Абаев Электроны и котики // Наука и жизнь, 2021, № 6. — с. 88—91
↑ Xiao Dong, Artem R. Oganov et al. Electronegativity and chemical hardness of elements under pressure (англ.) // PNAS. — 2022. — 1 March (vol. 119, iss. 10).
↑ Hydrogen: electronegativity (англ.). webelements.
↑ Sanderson R.T. Chemical Bonds and Bond Energy. N.Y.: Acad.Press, 1976.- 218 p.
↑ С. С. Бацанов, Структурная химия. Факты и зависимости. — М: Диалог-МГУ, 2000. — 292 с. ISBN 5-89209-597-5
↑ Н. С. Зефиров, М. А. Кирпиченок, Ф. Ф. Измайлов, М. И. Трофимов, Докл. АН СССР, 296, 1987, 883.
↑ М. И. Трофимов, Е. А. Смоленский, Известия Академии наук. Серия химическая, 2005, 2166—2176.
↑ ¹ ² ³ Филиппов Г.Г., Горбунов А.И. Новый подход к выбору практической шкалы электроотрицательностей атомов.. — Российский химический журнал, 1995. — Т. 39, вып.2. — С. 39—42.

См. также[править | править код]

Сродство к электрону

Источник

Как рассчитать электроотрицательность?

Анонимный вопрос

1 марта 2019 · 6,3 K

Подготовила к ЕГЭ по химии 5000 учеников. С любого уровня до 100 в режиме онлайн 🙂 · 29 мая 2019 ·

🔥электроотрицательность-это способность атомов притягивать электроны

🔥существует множество шкал ,например,шкала Полинга, Малликена, Олреда-Рохова

🔥для того,чтобы определить ,какой атом более электроотрицательный,а какой менее ,можно воспользоваться таблицей Менделеева

🔥в группе сверху вниз уменьшается ,в периоде справа налево уменьшается

🔥самый электроотрицательный -фтор

5,8 K

Комментировать ответ…Комментировать…

Источник

Download Article

In chemistry, electronegativity is a measure of how strongly an atom attracts the electrons in a bond.^[1] An atom with high electronegativity attracts electrons strongly, while an atom with low electronegativity attracts them weakly. Electronegativity values are used to predict how different atoms will behave when bonded to each other, making this an important skill in basic chemistry.

1
Understand that chemical bonds occur when atoms share electrons. To understand electronegativity, it’s important first to understand what a “bond” is. Any two atoms in a molecule that are “connected” to each other on a molecular diagram are said to have a bond between them.^[2] This means that they share a set of two electrons with each atom contributing one electron to the bond.
- The exact reasons for why atoms share electrons and bonds are a little beyond the scope of this article. If you want to learn more, try this article on the bond basics or WikiHow’s own How to Study the Nature of the Chemical Bond (Chemistry).
2
Understand how electronegativity affects the electrons in the bond. When two atoms share a set of two electrons in a bond, they don’t always share them equally. When one atom has a higher electronegativity than the atom it’s bonded to, it pulls the two electrons in the bond closer to itself. An atom with very high electronegativity may pull the electrons all the way to its side of the bond, barely sharing them at all with the other atom.^[3]
- For example, in the molecule NaCl (sodium chloride), the chlorine atom has a fairly high electronegativity and the sodium has a fairly low one. Thus, the electrons will get pulled towards the chloride and away from the sodium.
Advertisement
3
Use an electronegativity table as a reference. An electronegativity table of the elements has the elements arranged exactly like in a periodic table, except that each atom is labeled with its electronegativity. These can be found in a variety of chemical textbooks and technical articles as well as online.
- Here is a link to an excellent electronegativity table. Note that this uses the Pauling electronegativity scale, which is the most common.^[4] However, there are other ways to measure electronegativity, one of which will be shown below.
4
Remember electronegativity trends for easy estimations. If you don’t have an electronegativity table handy, you can still estimate the strength of an atom’s electronegativity compared to the strength of another element’s atom based on where it is located on a normal periodic table.^[5] Although you will not be able to calculate a number value, you can evaluate the difference between the electronegativities of 2 different elements. As a general rule:
- An atom’s electronegativity gets higher as you move to the right in the periodic table.
- An atom’s electronegativity gets higher as you move up in the periodic table.
- Thus, the atoms in the top right have the highest electronegativities and the atoms in the bottom left have the lowest ones.
- For example, in the NaCl example from above, you can tell that chlorine has a higher electronegativity than sodium because it’s almost all the way in the top right. On the other hand, sodium is far to the left, making it one of the lower-ranking atoms.

1
Find the electronegativity difference between the two atoms. When two atoms are bonded together, the difference between their electronegativities can tell you about the qualities of their bond. Subtract the smaller electronegativity from the larger one to find the difference.
- For example, if we’re looking at the molecule HF, we would subtract the electronegativity of hydrogen (2.1) from fluorine (4.0). 4.0 – 2.1 = 1.9
2
If the difference is below about 0.5, the bond is nonpolar covalent. Here, the electrons are shared almost equally. These bonds don’t form molecules that have large charge differences on either end. Nonpolar bonds tend to be very difficult to break.^[6] This is because the atoms are sharing electrons, making their bond stable. It requires a lot of energy to break this bond.^[7]
- For example, the molecule O₂ has this type of bond. Since the two oxygens have the same electronegativity, the difference between them is 0.
3
If the difference is between 0.5-1.6, the bond is polar covalent. These bonds have more electrons at one end than the other. This makes the molecule a little more negative at the end with the electrons and a little more positive at the end without them. The charge imbalance in these bonds can allow the molecule to participate in certain special reactions, such as joining with another atom or molecule or pulling a molecule apart. This is because it’s still reactive.^[8]
- A good example of this is the molecule H₂O (water). The O is more electronegative than the two Hs, so it holds the electrons more tightly and makes the entire molecule partially negative at the O end and partially positive at the H ends.
4
If the difference is over 2.0, the bond is ionic. In these bonds, the electrons are completely at one end of the bond. The more electronegative atom gains a negative charge and the less electronegative atom gains a positive charge. These sorts of bonds allow their atoms to react well with other atoms and even be pulled apart by polar molecules.
- An example of this is NaCl (sodium chloride or salt). The chlorine is so electronegative that it pulls both electrons in the bond all the way towards itself, leaving sodium with a positive charge.
- NaCl can be broken apart by a polar molecule, such as H2O (water). In a water molecule, the hydrogen side of the molecule is positive, while the oxygen side is negative. When you mix the salt into the water, the water molecules break down the salt molecules, dissolving the salt.^[9]
5
If the difference is between 1.6-2.0, check for a metal. If there is a metal in the bond, the bond is ionic. If there are only non-metals, the bond is polar covalent.
- Metals include most of the atoms on the left side and the middle of the periodic table. This page has a table that shows which elements are metals.^[10]
- Our HF example from above falls in this range. Since H and F aren’t metals, they have a polar covalent bond.

1
Find the first ionization energy of your atom. Mulliken electronegativity is a slightly different way of measuring electronegativity than is used in the Pauling table above. To find Mulliken electronegativity for a certain atom, find that atom’s first ionization energy. This is the energy required to make the atom discharge a single electron.
- This is something you’ll probably have to look up in chemistry reference materials. This site has a good table you may want to use (scroll down to find it).^[11]
- As an example, let’s say that we’re trying to find the electronegativity of lithium (Li). In the table on the site above, we can see that its first ionization energy is 520 kJ/mol.
2
Find the electron affinity of the atom. This is a measure of the energy gained when an electron is added to an atom to form a negative ion. Again, this is something you’ll need to look up in reference material. This site has resources you may want to browse.^[12]
- The electron affinity of lithium is 60 kJ mol^-1.
3
Solve the Mulliken electronegativity equation. When you’re using kJ/mol as units for your energies, the equation for Mulliken electronegativity is EN_Mulliken = (1.97×10⁻³)(E_i+E_ea) + 0.19. Plug your values into the equation and solve for EN_Mulliken.^[13]
- In our example, we would solve like this:
  
  EN_Mulliken = (1.97×10⁻³)(E_i+E_ea) + 0.19
  
  EN_Mulliken = (1.97×10⁻³)(520 + 60) + 0.19
  
  EN_Mulliken = 1.143 + 0.19 = 1.333

Add New Question

Question

When dipole movement is zero, will the compound be more or less stable?

Less stable; dipole movement gives the compounds more stability thanks to intramolecular resonance.
Question

What is the electronegativity of n-h?

The electronegativity of n-h is 3.194.
Question

What is electron affinity?

Skanda Prasad

Community Answer

Electron affinity is the amount of energy released or absorbed when an atom in gaseous state accepts an electron to form an anion (not necessarily an anion but yes it should accept an electron). If energy is released it is exothermic, if energy is absorbed, it is endothermic.

See more answers

Ask a Question

200 characters left

Include your email address to get a message when this question is answered.

Submit

Electronegativity does not have units.
Besides the Pauling and Mulliken scales, other electronegativity scales include the Allred–Rochow scale, the Sanderson scale, and the Allen scale. These all have their own equations for calculating electronegativity (some of which can get quite complex).

References

About This Article

Article SummaryX

Electronegativity is a measure of how strongly an atom attracts electrons in a bond with another atom. To understand the nature of a bond between two atoms, look up the electronegativity of each atom on an electronegativity table or a periodic table that lists electronegativity. Keep in mind that electronegativity gets higher as you move up and to the right on the chart. Once you’ve found the electronegativity of each atom, subtract the smaller electronegativity from the larger one to find the difference. For instance, in a bonded pair of hydrogen and fluorine atoms, hydrogen has an electronegativity of 2.1, while fluorine has an electronegativity of 4.0. The difference between them is 1.9. In molecules where the difference is less than 0.5, the bond is nonpolar covalent. This is a strong type of bond that takes a lot of energy to break. If the difference is between 0.5 and 1.6, the bond is polar covalent. These bonds are imbalanced and make the resulting molecule more reactive than one with a nonpolar covalent bond. If the difference is greater than 2.0, the bond is ionic, which means that one atom has a positive charge and the other has a negative one. These types of bonds are easy to break, meaning the molecule is very reactive. For electronegativity differences between 1.6 and 2.0, the bond could be either polar covalent or ionic. If there’s a metal in the molecule, the bond is ionic. If both atoms are non-metals, the bond is polar covalent instead. To learn more about calculating electronegativity by using the Mulliken equation, scroll down!

Did this summary help you?

Thanks to all authors for creating a page that has been read 701,764 times.

Reader Success Stories

“I tend to get confused during my chem class and for homework there’s a worksheet with no explanation or…” more

Did this article help you?

Источник

Советы

Об этой статье

Была ли эта статья полезной?

Описание[править | править код]

Практическая шкала электроотрицательности атомов[править | править код]

Значения относительной электроотрицательности[править | править код]

Примечания[править | править код]

См. также[править | править код]

Как рассчитать электроотрицательность?

References

About This Article

Reader Success Stories

Did this article help you?

Вам также может понравиться

Книга как найти не знаю что

Как найти градус угла зная тангенс угла

Как найти самые крутые фотки

Добавить комментарий Отменить ответ