teória
Preťahovanie o elektróny
Predstav si dvoch ľudí, ktorí ťahajú za to isté lano. Ak sú rovnako silní, lano zostane v strede. Ak je jeden silnejší, pritiahne lano k sebe. Podobne to vyzerá pri chemickej väzbe: dva atómy zdieľajú dvojicu elektrónov a každý ju ťahá k sebe.
Elektronegativita (skratka EN, v odbornej literatúre aj grécke písmeno χ) je číslo, ktoré vyjadruje, ako silno atóm v zlúčenine priťahuje väzbové elektróny. Čím je číslo väčšie, tým silnejšie atóm ťahá. Najpoužívanejšia je Paulingova stupnica, ktorú v roku 1932 navrhol americký chemik Linus Pauling. Za výskum chemickej väzby neskôr dostal Nobelovu cenu. Hodnoty nemajú jednotku a pohybujú sa približne od 0,7 po 4.
Stačí si zapamätať, že elektronegativita je „sila ťahu“ atómu. Kovy ťahajú slabo, nekovy silno a najsilnejšie zo všetkých ťahá fluór.
Presnejšie: elektronegativita je schopnosť atómu viazaného v molekule priťahovať elektróny chemickej väzby. Nie je to vlastnosť osamoteného atómu, ktorú by sme zmerali priamo (tou je ionizačná energia alebo elektrónová afinita), ale relatívna veličina odvodená z energií väzieb. Pauling priradil najväčšiu hodnotu fluóru, dnes sa uvádza 3,98.
vyskúšaj si
Elektronegativita v periodickej tabuľke
svetlé = nízka (cézium 0,79), tmavé = vysoká (fluór 3,98). Vzácne plyny väčšinou nemajú hodnotu.
Klikni na prvok v tabuľke a pozri si jeho kartu. Na úrovni SŠ uvidíš aj konfiguráciu, elektronegativitu a ďalšie vlastnosti.
sodík
alkalické kovy
- protónové číslo
- 11
- relatívna atómová hmotnosť
- 22,99
- perióda
- 3
- skupina
- 1., alkalické kovy (a vodík)
- typ
- kov
- skupenstvo pri 25 °C
- pevné
- valenčné elektróny
- 1
- teplota topenia
- 97,8 °C
- teplota varu
- 882,9 °C
- hustota
- 0,97 g/cm³
- história
- objavený 1807
V tabuľke sú prvky zafarbené podľa elektronegativity. Klikni na prvok a v jeho karte uvidíš presnú hodnotu. Všimni si, kde je farba najsýtejšia a ktoré políčka zostali bez hodnoty.
teória
Ako sa elektronegativita mení v tabuľke
V perióde zľava doprava elektronegativita rastie. Pozri sa na 2. periódu:
| prvok | Li | Be | B | C | N | O | F |
|---|---|---|---|---|---|---|---|
| EN | 0,98 | 1,57 | 2,04 | 2,55 | 3,04 | 3,44 | 3,98 |
Atómy jednej periódy majú rovnaký počet elektrónových vrstiev, ale smerom doprava pribúdajú protóny v jadre. Silnejšie nabité jadro priťahuje elektróny pevnejšie, a to aj tie väzbové.
V skupine zhora nadol elektronegativita klesá. Halogény: fluór 3,98, chlór 3,16, bróm 2,96, jód 2,66. Alkalické kovy: lítium 0,98, sodík 0,93, draslík 0,82, cézium 0,79. Nižšie v skupine má atóm viac vrstiev, väzbové elektróny sú ďalej od jadra a vnútorné elektróny ich od neho „tienia“.
Výsledok: najelektronegatívnejšie prvky sú vpravo hore (F, O, N, Cl), najmenej elektronegatívne vľavo dole (Cs, Fr). Kovy majú elektronegativitu zväčša pod 2, nekovy nad 2. Vodík s hodnotou 2,20 stojí niekde uprostred.
Hélium, neón a argón hodnotu nemajú, lebo netvoria zlúčeniny, a teda ani väzby, v ktorých by sa dalo niečo porovnávať. Kryptón (3,0) a xenón (2,6) ju majú, pretože s fluórom a kyslíkom zlúčeniny vytvoriť dokážu.
Elektronegativita sa ti zíde aj v názvosloví: pri určovaní oxidačného čísla dostane záporné číslo vždy elektronegatívnejší prvok. Preto je v H₂O kyslík −II a v NaH vodík −I.
Za trendom stojí efektívny náboj jadra, teda náboj, ktorý valenčný elektrón naozaj „cíti“ po odrátaní tienenia vnútornými elektrónmi, a vzdialenosť od jadra. V perióde efektívny náboj rastie a polomer klesá, obe zmeny elektronegativitu zvyšujú. V skupine sa efektívny náboj mení málo, ale polomer výrazne rastie, preto EN klesá.
Trend má aj výnimky. Gálium (1,81) má vyššiu EN ako hliník (1,61), hoci je v skupine pod ním. Pred gáliom sa v 4. perióde zaplnilo desať d-elektrónov, ktoré jadro tienia slabo, takže valenčné elektróny gália cítia väčší náboj.
teória
Rozdiel elektronegativít a typ väzby
Keď poznáš elektronegativity oboch atómov, odčítaj menšiu od väčšej. Dostaneš rozdiel elektronegativít ΔEN (čítaj delta EN). Podľa neho väzby rozdeľujeme do troch skupín:
| ΔEN | typ väzby | čo sa deje s elektrónmi | príklady |
|---|---|---|---|
| menej ako 0,4 | nepolárna kovalentná | pár je uprostred | H₂, Cl₂, O₂, väzba C–H |
| 0,4 až 1,7 | polárna kovalentná | pár je posunutý k jednému atómu | HCl, H₂O, NH₃ |
| viac ako 1,7 | iónová | elektrón prejde na druhý atóm | NaCl, KF, MgO |
Pri nepolárnej väzbe sa atómy delia o elektróny spravodlivo. Pri dvoch rovnakých atómoch (H₂, Cl₂) je ΔEN presne 0.
Pri polárnej väzbe je elektrónový pár bližšie k elektronegatívnejšiemu atómu. Ten získa čiastočný záporný náboj δ− (delta mínus), druhý atóm čiastočný kladný náboj δ+. V HCl nesie δ− chlór, v molekule vody kyslík.
Pri iónovej väzbe je rozdiel taký veľký, že silnejší atóm si elektrón prakticky celý zoberie. Vzniknú ióny, napríklad Na⁺ a Cl⁻, ktoré drží pokope elektrostatická príťažlivosť. Tak vzniká kryštál kuchynskej soli.
vyskúšaj si
Aká väzba vznikne?
Prvý prvok
Druhý prvok
Príklady
EN(Na) = 0,93, EN(Cl) = 3,16
ΔEN = 2,23
väzba iónová
Elektronegatívnejší atóm si elektrón prakticky celý pritiahne, vznikajú ióny.
Na+ Cl−
Vyber dva prvky a nástroj vypočíta ΔEN, ukáže, ku ktorému atómu sa elektróny posunú, a povie, akú väzbu medzi nimi čakať. Skús H s H, potom H s Cl a nakoniec Na s Cl a porovnaj výsledky.
vyskúšaj si
Riešené príklady
Príklad 1: tri väzby
Urči typ väzby v molekulách Br₂ a HBr a v látke KCl.
Riešenie
- Br₂: ΔEN = 2,96 − 2,96 = 0, nepolárna kovalentná väzba.
- HBr: ΔEN = 2,96 − 2,20 = 0,76, polárna kovalentná väzba, δ− nesie bróm.
- KCl: ΔEN = 3,16 − 0,82 = 2,34, iónová väzba, vznikajú ióny K⁺ a Cl⁻.
Príklad 2: od najmenej po najviac polárnu
Zoraď väzby C–H, N–H, O–H a F–H podľa polarity.
Riešenie
Vodík má EN 2,20, stačí teda odčítať:
| väzba | výpočet | ΔEN |
|---|---|---|
| C–H | 2,55 − 2,20 | 0,35 |
| N–H | 3,04 − 2,20 | 0,84 |
| O–H | 3,44 − 2,20 | 1,24 |
| F–H | 3,98 − 2,20 | 1,78 |
Poradie je C–H, N–H, O–H, F–H. Polarita rastie tak, ako sa partner vodíka posúva v 2. perióde doprava. Väzba C–H je takmer nepolárna, preto sa uhľovodíky, napríklad benzín alebo parafín, s vodou nemiešajú.
Príklad 3: kde je δ−?
V ktorej z väzieb C–Cl, C–O a C–Li nesie uhlík čiastočný záporný náboj?
Riešenie
- C–Cl: ΔEN = 3,16 − 2,55 = 0,61, δ− je na chlóre, uhlík je δ+.
- C–O: ΔEN = 3,44 − 2,55 = 0,89, δ− je na kyslíku, uhlík je δ+.
- C–Li: ΔEN = 2,55 − 0,98 = 1,57, elektronegatívnejší je uhlík, preto δ− nesie on.
Uhlík môže byť kladným aj záporným koncom väzby, záleží od partnera. Na tom stojí chémia organokovových zlúčenín, v ktorých sa „záporný“ uhlík správa ako veľmi silná zásada.
teória
Polárne väzby a polárna molekula
Molekula oxidu uhličitého CO₂ má dve polárne väzby, a predsa je ako celok nepolárna. Väzby sú na opačných stranách uhlíka a ich „ťahy“ sa vyrušia, podobne ako keď dvaja ťahajú lano rovnako silno opačným smerom. Molekula vody je lomená, preto sa ťahy nevyrušia a voda je polárna. Práve preto sa v nej dobre rozpúšťa soľ aj cukor.
Polaritu molekuly opisuje dipólový moment, vektorový súčet dipólov jednotlivých väzieb. Lineárna molekula O=C=O a tetraedrický CCl₄ majú polárne väzby, ale súčet ich dipólov je nulový, preto sú nepolárne. Lomená H₂O a amoniak NH₃ v tvare trigonálnej pyramídy majú výsledný dipól nenulový. Ako tvar molekuly predpovedať, sa dozvieš v lekcii Tvary molekúl.
rozšírenie Iónový charakter väzby a prečo práve 1,7
Hranice 0,4 a 1,7 nie sú prírodný zákon, ale dohoda. Pauling odhadol podiel iónového charakteru väzby p z rozdielu elektronegativít Δχ takto:
Pre Δχ = 1,7 vychádza asi 51 %, preto sa táto hodnota berie ako hranica, nad ktorou prevažuje iónový charakter. Väzba v HCl (Δχ = 0,96) má asi 21 % iónového charakteru, NaCl (Δχ = 2,23) asi 71 %.
Hranica však niekedy zlyháva. Fluorovodík má Δχ = 1,78 (asi 55 %), a predsa je to látka z kovalentných molekúl HF, nie iónový kryštál. Naopak hydridy LiH a NaH majú Δχ len 1,2 až 1,3 a sú to iónové soli s aniónom H⁻. Kovy s nekovmi tvoria iónové látky aj pri menšom rozdiele, lebo kovový atóm sa elektrónu vzdáva ľahko (má nízku ionizačnú energiu).
rozšírenie Ako Pauling elektronegativitu vypočítal a iné stupnice
Pauling si všimol, že väzba medzi rôznymi atómami A–B je pevnejšia, ako by zodpovedalo priemeru väzieb A–A a B–B. Tento nadbytok energie Δ pripísal iónovému príspevku a zaviedol vzťah |χ(A) − χ(B)| = 0,102 · √Δ, kde Δ je v kJ/mol. Pre HCl: väzba H–H má 436 kJ/mol, Cl–Cl 242 kJ/mol, H–Cl 431 kJ/mol. Priemer je 339 kJ/mol, nadbytok 92 kJ/mol a 0,102 · √92 ≈ 0,98. Tabuľkový rozdiel je 0,96.
Mullikenova stupnica vychádza priamo z vlastností atómu: χ = (I + A) / 2, priemer prvej ionizačnej energie a elektrónovej afinity. Pre fluór vychádza (1681 + 328) / 2 ≈ 1005 kJ/mol, čiže asi 10,4 eV, pre sodík len asi 2,8 eV. Allredova a Rochowova stupnica počíta so silou, ktorou efektívny náboj jadra pôsobí na elektrón na povrchu atómu: χ = 0,359 · Zef / r² + 0,744, kde Zef je efektívny náboj jadra a r polomer atómu v angströmoch. Všetky tri stupnice dávajú podobné poradie prvkov, líšia sa len v detailoch.
teória
Časté chyby
- Elektronegativita nie je elektrónová afinita. Elektrónová afinita je energia v kJ/mol, ktorú meriame na osamotenom atóme. Elektronegativita je bezrozmerné číslo pre atóm vo väzbe. Najväčšiu elektrónovú afinitu má chlór (349 kJ/mol), najväčšiu elektronegativitu fluór.
- Vzácne plyny nemajú najvyššiu elektronegativitu. Stoja síce úplne vpravo, ale hélium, neón a argón väzby netvoria, preto hodnotu nemajú vôbec.
- ΔEN je vždy kladné číslo. Odčítaj menšiu hodnotu od väčšej. Ktorý atóm je δ−, určíš podľa toho, ktorý má väčšiu elektronegativitu.
- Hranice 0,4 a 1,7 sú orientačné. Fluorovodík je kovalentný, hoci ΔEN = 1,78.
- Polárne väzby ešte neznamenajú polárnu molekulu. Rozhoduje aj tvar, ako ukazuje CO₂.
- Nepomýľ si smer trendu. Elektronegativita rastie doprava a nahor, polomer atómu presne opačne.
teória
Kam ďalej
Elektronegativita úzko súvisí s ionizačnou energiou a elektrónovou afinitou aj s polomerom atómu. Všetky trendy spolu nájdeš v lekcii Periodické trendy: zhrnutie. Ako rozdiel elektronegativít rozhoduje o povahe oxidov, uvidíš v lekcii Oxidy a reaktivita kovov. O najelektronegatívnejších prvkoch si prečítaj v lekcii Halogény.