الکترونگاتيوي

الکترونگاتيوي يا الکترونگاتيويته يک اتم ميزان تمايل نسبي آن اتم براي کشيدن الکترونهاي يک پيوند کووالانسي به سمت هسته خود است. اتم وقتي در لايه ظرفيت خود الکترون کمتري داشته باشد تمايلش به گرفتن و يا دادن الکترون بيشتر مي‌شود. هرچه عنصري تمايل بيشتري به گرفتن الکترون داشته باشد الکترونگاتيوتر است.
اگرچه الکترونگاتيويته قطبيت پيوندهاي شيميايي بين اتم هاي يک مولکول را تعيين مي کند اما عامل تعيين کننده قطبيت کلي مولکول نيست چون مولکول مي تواند داراي مرکز تقارن باشد. در اين حالت قطبيت پيوندها نسبت به هم به گونه اي خنثي مي شود که قطبيت کلي مولکول را صفر در نظر مي گيرند. بنابراين در مولکول هايي که فاقد مرکز تقارن مولکولي هستند مي توان قطبيت کلي مولکول را با تعيين جهت بردار ممان دو قطبي در آنها نتيجه گرفت.
الکترونگاتيوي بايک مقياس نسبي سنجيده مي شود. دراين مقياس براي اجتناب از درج اعداد منفي،به اتم فلوئور به عنوان الکترونگاتيوترين عنصر،الکترونگاتيوي 4 نسبت داده شده است و مقادير الکترونگاتيوي براي عنصرهاي ديگر نسبت به اين مقدار محاسبه مي شود. در اين محاسبات،گازهاي نجيب را در نظر نمي گيرند، زيرا اين عناصربه تعداد کافي ترکيب هاي شيميايي تشکيل نمي دهند. به طور کلي مقادير الکترونگانيوي در يک گروه از عناصراز بالا به پايين کاهش و در يک دوره از جدول تناوبياز چپ به راست افزايش مي يابد. بنابراين کم ترين مقدار الکترونگاتيوي را مي توان سزيم در پايين و سمت چپ جدول و بيش ترين مقدار الکترونگاتيوي (با چشم پوشي از گازهاي نجيب) را به اتم فلوئور در بالا و سمت راست جدول نسبت داد.

مقياس نسبي پاولينگ

مقياس نسبي الکترونگاتيوي پاولينگ ، متداول ترين مقياس و مبتني بر مقادير تجربي انرژي‌هاي پيوندي است. مقدار انرژي اضافي که از جاذبه متقابل بارهاي جزئي?+ و ?- اضافه بر انرژي پيوند کووالانسي آزاد مي‌شود، به قدر مطلق ? و به تفاوت الکترونگاتيوي دو عنصر پيوند شده بستگي دارد. در محاسبات الکترونگاتيوي تنها تفاوت الکترونگاتيوي عناصر تعيين مي‌شود. براي بنا کردن يک مقياس ، به اتم F (الکترونگاتيوترين عنصر) به طور دلخواه عدد 4 نسبت داده شده است.

افزايش الکترو نگاتيوي عناصر

الکترونگاتيوي عناصر با افزايش تعداد الکترون‌هاي والانس و همچنين کاهش اندازه اتم افزايش مي‌يابد و در هر دوره از جدول تناوبي از چپ به راست و در هر گروه از پايين به بالا افزايش مي‌يابد.

الکترونگاتيوي فلزات و نافلزات

فلزات ، جاذبه کمي براي الکترون‌هاي والانس دارند و الکترونگاتيوي آنها حاکم است، ولي نافلزات ، به استثناي گازهاي نجيب ، جاذبه قوي براي اين گونه الکترون‌ها دارند و الکترونگاتيوي آنها زياد است.

کاربردهاي مقادير الکترو نگاتيوي

• مي‌توان براي تعيين ميزان واکنش پذيري فلزات و نافلزات به کار برد.
• براي پيش بيني خصلت پيوندهاي يک ترکيب به کار برد. هر چه اختلاف الکترونگاتيوي دو عنصر بيشتر باشد پيوند بين آنها قطبي‌تر خواهد بود. هرگاه اختلاف الکترونگاتيوي دو عنصر در حدود 1.7 باشد. خصلت يوني نسبي پيوند بيش از 50% است.
اگر اختلاف الکترونگاتيوي صفر و يا خيلي کوچک باشد. پيوند کما بيش ناقطبي است، هر چه اختلاف الکترو نگاتيوي بيشتر باشد، پيوند کووالانسي قطبي‌تر خواهد بود. در اين پيوندها ، اتمي که الکترونگاتيوي بيشتري دارد، بار منفي جزئي را خواهد داشت.

آيا الکترو نگاتيوي يک عنصر هميشه ثابت است؟

مفهوم الکترونگاتيوي غير دقيق است. زيرا اين خاصيت نه تنها به ساختار اتم مورد بحث بستگي دارد، بلکه تعداد و ماهيت اتم‌هاي ديگري که به اتم مزبور پيوند داده شده‌اند نيز در آن دخالت دارد. بنابراين ، الکترونگاتيوي يک عنصر هميشه ثابت نيست مثلا الکترونگاتيوي فسفر در ترکيب (PCl3) متفاوت از الکترونگاتيوي آن در ترکيب (PF5) است.

عوامل مؤثر بر الکترونگاتيوي

با توجه به اينکه مقدار انرژي هر پيوند، مقدار انرژي يونيزاسيون، مقدار انرژي الکترونخواهي، بار مؤثر هسته و شعاع کووالانسي اتم مقدار ثابتي است، چنين به نظر مي‌آيد که الکترونگاتيوي هر اتم، خاصيتي تغيير ناپذير و مقدار آن همواره ثابت است. ولي اين تصوري بيش نيست. زيرا بررسيها نشان داده است که الکترونگاتيوي اتم خصلتي تغييرپذير است و چگونگي و ميزان اين تغيير به وضعيت اوربيتالهاي اتم، يعني به نوع هيبريداسيون اوربيتالهاي آن و نيز به تعداد و نوع اتمها يا گروههاي اتمي که در ترکيبات با آن پيوند دارند (يعني در حقيقت به مقدار بار الکتريکي جزئي آن در ترکيب موردنظر) بستگي دارد. با توجه به اهميت اين موضوع، به بررسي آن مي‌پردازيم.

(1تاثير هيبريداسيون اوربيتالها در مقدار الکترونگاتيوي اتم

اصولاً هيبريدشدن اوربيتال‌هاي يک اتم ضمن ترکيب شدن آن با اتمهاي ديگر، موجب افزايش مقدار الکترونگاتيوي آن مي‌شود. زيرا، اوربيتال sلايه ظرفيت آن اتم در تشکيل اوربيتالهاي هيبريدي همراه با اوربيتالهاي pو dشرکت مي‌کند. چون سطح انرژي تراز sلايه ظرفيت از سطح انرژي ترازهاي Pو dدر عناصر اصليپايين‌تر است، اوربيتالهاي هيبريدي حاصل، نسبت به اوربيتالهاي اتمي خالص pو يا d، تحت تأثير نيروي جاذبه بيشتري از طرف هسته اتم قرار مي‌گيرد. در نتيجه، اتم به جذب الکترونهاي پيوندي تمايل بيشتري پيدا مي‌کند. به بياني ديگر، الکترونگاتيوي آن بيشتر مي‌شود. بر اين اساس، مي‌توان پيش‌بيني کرد که هر چه سهم اوربيتال s در تشکيل اوربيتالهاي هيبريدي بيشتر باشد (به بياني ديگر، هر چه اوربيتالهاي هيبريدي داراي خصلت sبيشتري باشند)، الکترونگاتيوي اتم در پيوندي که با چنين اوربيتال هيبريدي تشکيل مي‌شود، بيشتر خواهد بود.
دانشمنداني چون بنت، موليکن، يافه و هينس چگونگي و ميزان تاثير هيبريد شدن اوربيتالها را بر الکترونگاتيوي اتم، مورد بررسي قرار دادند. در جدول زير، به عنوان نمونه، مقادير الکترونگاتيوي اتمهاي کربن، نيتروژن و اکسيژن در ترکيبات مختلف آنها در ارتباط با هيبريداسيون اوربيتالها که توسط هينس و يافه در سال 1962 به دست آمد، نشان داده شده است.
با توجه به داده‌هاي جدول، الکترونگاتيوي 3 در مورد اتم نيتروژن را بايد به حالت حد واسطي بين اوربيتال خالص pو اوربيتال هيبريديsp3 و الکترونگاتيوي 5/3 براي اتم اکسيژن را نيز بايد به حالت حد واسطي بين اوربيتال pخالص و اوربيتال هيبريديsp3 نسبت داد.
همان‌طور که داده‌هاي جدول نشان مي‌دهد، ميزان تاثير هيبريداسيون اوربيتالها در تغيير الکترونگاتيوي عناصر مختلف يکسان نيست. بلکه، هر چه اتم کوچکتر و الکترونگاتيوي آن بيشتر باشد، شدت اين تأثير بيشتر است.

جدول: مقادير الکترونگاتيوي اتمهاي کربن،نيتروژن و اکسيژن در ارتباط با نوع هيبريداسيون اوربيتالهاي آنها در ترکيبات مختلف.
عنصر	هيبريداسيون	ترکيب نمونه	درصدS	مقدار الکترونگاتيوي
کربن	p	راديکالCH	0	1.75
	Sp3	اتان	25	2.48
	SP2	اتيلن	33.33	2.75
	SP	استيلن	50	3.29
نيتروژن	P	راديکالNH	0	2.28
	SP3	الکيل آمين	25	3.68
	SP2	پيريدين	33.33	4.13
	SP	الکيل نيتريل	50	5.07
اکسيژن	P	راديکالOH	0	3.04
	SP3	آب	25	4.93

II) تأثير بار الکتريکي جزئي اتم بر الکترونگاتيوي آن

هينس و يافه در سال 1962 و هيويي در سال 1965 با بررسيهاي دقيقي که انجام داده بودند، دريافتند که الکترونگاتيوي عناصر نه تنها برحسب نوع هيبريداسيون اوربيتالهاي لايه ظرفيت آنها در يک ترکيب تغيير مي‌کند، بلکه از تغييرات بار الکتريکي جزئي اتم در آن ترکيب نيز پيروي مي‌کند. به طوري که مجموع مقادير انرژيهاي يونيزاسيون و الکترونخواهي اتم، نسبت به بار الکتريکي آن در آن ترکيب، همواره به صورت يک سهمي تغيير مي‌کند. يعني مي‌توان نوشت:

III) تأثيراتمهاي ديگر در الکترونگاتيوي اتم مرکزي، الکترونگاتيوي گروهها و راديکالها

با توجه به آنچه که گفته شد، بديهي است که مقدار مشخصي از الکترونگاتيوي اتم را نمي‌توان به آن اتم در ترکيبات مختلف آن نسبت داد. مثلاً حتي با وجود اينکه هيبريداسيون اوربيتالهاي اتم کربن در ترکيباتي نظيرch3chbr3,chcl3,chf3,chو غيره از نوع SP3است، اما الکترونگاتيوي کربن در پيوند در آنها برابر نيست زيرا در گروههايcbr3ccl,ch3 وci3 ، پيوندهاي X-Cقطبي بوده و ميزان قطبيت آنها، در اين گروهها يکسان نيست. در نتيجه مقدار بار الکتريکي که بر روي هر اتم کربن القا مي‌کنند، متفاوت است و با توجه به الکترونگاتيوي کربن در آنها با يکديگر تفاوت دارد. بر اين اساس انتظار مي‌رود که الکترونگاتيوي کربن در گروههاي نامبرده به ترتيب زير تغيير کند:

متداول‌ترين مقياس الکترونگاتيويته

مقياس نسبي الکترونگاتيوي پاولينگ ، متداول‌ترين مقياس و مبتني بر مقادير تجربي انرژي‌هاي پيوندي است. مقدار انرژي اضافي که از جاذبه متقابل بارهاي جزئي ?+ و ?- اضافه بر انرژي پيوند کووالانسي آزاد مي‌شود، به قدر مطلق ? و به تفاوت الکترونگاتيوي دو عنصر پيوند شده بستگي دارد. در محاسبات الکترونگاتيوي تنها تفاوت الکترونگاتيويته عناصر تعيين مي‌شود. براي بنا کردن يک مقياس ، به اتم F (الکترونگاتيوترين عنصر) بطور دلخواه عدد 4 نسبت داده شده است.
مقياس الکترونگاتيوي پاولينگ ، متداول‌ترين مقياس و مبتني بر مقادير تجربي انرژيهاي پيوند است. مثلا انرژي پيوند Br-Br ، انرژي لازم براي تفکيک مولکول Br2 به اتمهاي Br است. براي تفکيک يک مول از مولکولهاي Br2 به اندازه 46+ کيلو کالري انرژي لازم است. انرژي پيوند H-H برابر 104+ کيلو کالري بر مول است.

تعاريف مختلف الکترونگاتيويته

الکترونگاتيويته ، در روشهاي متفاوتي تعريف شده است که برخي از آنها به اختصار توضيح داده مي‌شود.

الکترونگاتيويته پاولينگ

انرژي اضافي پيوند A-B نسبت به متوسط انرژي پيوندهاي A-A و B-B مي‌تواند به حضور سهم يوني در پيوند کوالانسي نسبت داده شود. اگر انرژي پيوند A-B بطور قابل ملاحظه اي از متوسط پيوندهاي غير قطبي A-A و B-B متفاوت باشد، مي‌توان فرض کرد که سهم يوني در تابع موج و بنابراين اختلاف بزرگ در الکترونگاتيوي وجود دارد.

الکترونگاتيويته آلرد_روکر

در اين تعريف ، الکترونگاتيويته توسط ميدان الکتريکي بر سطح اتم مشخص مي‌شود. بنابرين الکترون در يک اتم بار موثر هسته‌اي را احساس مي‌کند. بر طبق اين تعريف ، عناصري با الکترونگاتيويته بالا آنهايي هستند که با بار هسته‌اي موثر بزرگ و شعاع کوالانسي کوچک ، اين عناصر در نزديکي فلوئور قرار دارند.

الکترونگاتيويته موليکن

موليکن تعريف خود را بر پايه داده‌هاي طيف‌هاي اتمي نهاد. او فرض کرد که توزيع دوباره الکترون در طي تشکيل تر کيب به گونه‌اي است که در آن يک اتم به کاتيون (توسط ار دست دادن الکترون) و اتم ديگر به آنيون (توسط گرفتن الکترون) تبديل مي‌شود.
اگر يک اتم داراي انرژي يونيزاسيون بالا و الکترون‌خواهي بالا باشد، احتمالا در هنگام تشکيل پيوند ، الکترونها را به سوي خود مي‌کشد. بنابراين بعنوان الکترونگاتيو شناخته مي‌شود. از طرف ديگر اگر انرژي يونش و الکترون‌خواهي آن ، هر دو کوچک باشد تمايل دارد تا الکترون از دست بدهد. بنابراين به عنوان الکترو پوزيتيو طبقه بندي مي‌شود.
اين مشاهدات تعريف موليکن را به عنوان مقدار متوسط انرژي يونش و الکترون‌خواهي عنصر معرفي مي‌کند.

تغييرات الکترونگاتيويته عناصر

الکترونگاتيويته عناصر با افزايش تعداد الکترون‌هاي والانس و همچنين کاهش اندازه اتم افزايش مي‌يابد و در هر دوره از جدول تناوبي از چپ به راست و در هر گروه از پايين به بالا افزايش مي‌يابد. فلزات ، جاذبه کمي براي الکترون‌هاي والانس دارند و الکترونگاتيوي آنها حاکم است، ولي نافلزات ، به استثناي گازهاي نجيب ، جاذبه قوي براي اين‌گونه الکترون‌ها دارند و الکترونگاتيوي آنها زياد است.
بطور کلي ، الکترونگاتيوي عناصر در هر دوره از چپ به راست (با افزايش تعداد الکترونهاي والانس) و در هر گروه از پايين به بالا (با کاهش اندازه اتم) افزايش مي‌يابد. بنابراين ، الکترونگاتيوترين عناصر ، در گوشه بالايي سمت راست جدول تناوبي (بدون در نظر گرفتن گازهاي نجيب) و عناصري که کمترين الکترونگاتيوي را دارند، در گوشه پاييني سمت چپ اين جدول قرار دارند. اين سير تغييرات ، با سير تغييرات پتانسيل يونش و الکترون‌خواهي عناصر در جدول تناوبي هم‌جهت است.

مفهوم الکترونگاتيوي

مفهوم الکترونگاتيوي گرچه مفيد است، ولي دقيق نيست. روشي ساده و مستقم براي اندازه گيري خاصيت الکترونگاتيويته وجود ندارد و روشهاي گوناگون براي اندازه گيري آن پيشنهاد شده است. در واقع چون اين خاصيت علاوه بر ساختمان اتم مورد نظر به تعداد و ماهيت اتمهاي متصل به آن نيز بستگي دارد، الکترونگاتيوي يک اتم نامتغير نيست.
انتظار مي‌رود که الکترونگاتيوي فسفر در PCl3 با الکترونگاتيوي آن در PCl5 تفاوت داشته باشد. از اينرو ، اين مفهوم را تنها بايستي نيمه‌کمي تلقي کرد. بنابراين مي‌توان گفت که قطبي بودن مولکول HCl ناشي از اختلاف بين الکترونگاتيوي کلر و هيدروژن است چون کلر الکترونگاتيوتر از هيدروژن است، آن سر مولکول که به کلر منتهي مي‌شود، سر منفي دو قطبي است.

توجيه پيوند يوني با خاصيت الکترونگاتيويته

پيوند يوني بين غيرفلزات وقتي تشکيل مي‌شود که اختلاف الکترونگاتيوي آنها خيلي زياد نباشد. در اينگونه موارد، اختلاف الکترونگاتيوي عناصر نشان دهنده ميزان قطبي بودن پيوندهاي کووالانسي است. اگر اختلاف الکترونگاتيوي صفر يا خيلي کوچک باشد، مي‌توان گفت که پيوند اساسا غير قطبي است و اتمهاي مربوط ، سهم مساوي يا تقريبا مساوي در الکترونهاي پيوند دارند.
هر چقدر اختلاف الکترونگاتيوي بيشتر باشد پيوند کووالانسي قطبي‌تر خوهد بود (پيوند در جهت اتم الکترونگاتيوتر قطبي مي‌شود). بنابراين با توجه به مقادير الکترونگاتيوي مي‌توان پيشگويي کرد که HF قطبي‌ترين هيدروژن هاليدها است و انرژي پيوندي آن بيشتر از هر يک از اين ترکيبات است. البته نوع پيوندي که بين دو فلز تشکيل مي‌شود، پيوند فلزي و در آن اختلاف الکترونگاتيوي نسبتا کم است.

کاربردهاي الکترونگاتيويته

• مي‌توان براي تعيين ميزان واکنش پذيري فلزات و غير فلزات بکار برد.
• مي‌توان براي پيش‌بيني خصلت پيوندهاي يک ترکيب بکار برد. هرچه اختلاف الکترونگاتيوي دو عنصر بيشتر باشد، پيوند بين آنها قطبي‌تر خواهد بود. هرگاه اختلاف الکترونگاتيوي دو عنصر در حدود 1.7 باشد، خصلت يوني نسبي پيوند بيش از 50% است.
• اگر اختلاف الکترونگاتيوي صفر و يا خيلي کوچک باشد، پيوند غير قطبي است. هرچه اختلاف الکترونگاتيوي بيشتر باشد، پيوند کووالانسي قطبي‌تر خواهد بود. در اين پيوندها ، اتمي که الکترونگاتيوي بيشتري دارد، بار منفي جزئي را خواهد داشت.
• با استفاده از مقادير الکترونگاتيوي مي‌توان نوع پيوندي را که يک ترکيب ممکن است داشته باشد، پيش‌بيني کرد. وقتي دو عنصر با اختلاف الکترونگاتيوي زياد با يکديگر ترکيب مي شوند، يک ترکيب يوني حاصل مي‌شود. مثلا اختلاف الکترونگاتيوي سديم و کلر 2.1 است و NaCl يک ترکيب يوني است.

آيا الکترونگاتيوي يک عنصر هميشه ثابت است؟

مفهوم الکترونگاتيوي غير دقيق است. زيرا اين خاصيت نه تنها به ساختمان اتم مورد بحث بستگي دارد، بلکه تعداد و ماهيت اتم‌هاي ديگري که به اتم مزبور پيوند داده شده‌اند نيز در آن دخالت دارد. بنابراين الکترونگاتيوي يک عنصر هميشه ثابت نيست مثلا الکترونگاتيوي فسفر در ترکيب (PCl3) متفاوت از الکترونگاتيوي آن در ترکيب (PCl5) است.

متداول‌ترين مقياس الکترونگاتيويته

تعاريف مختلف الکترونگاتيويته

الکترونگاتيويته ، در روشهاي متفاوتي تعريف شده است که برخي از آنها به اختصار توضيح داده مي‌شود.

الکترونگاتيويته پاولينگ

الکترونگاتيويته آلرد_روکر

الکترونگاتيويته موليکن

تغييرات الکترونگاتيويته عناصر

مفهوم الکترونگاتيوي

توجيه پيوند يوني با خاصيت الکترونگاتيويته

کاربردهاي الکترونگاتيويته

مي‌توان براي تعيين ميزان واکنش پذيري فلزات و غير فلزات بکار برد.
مي‌توان براي پيش‌بيني خصلت پيوندهاي يک ترکيب بکار برد. هرچه اختلاف الکترونگاتيوي دو عنصر بيشتر باشد، پيوند بين آنها قطبي‌تر خواهد بود. هرگاه اختلاف الکترونگاتيوي دو عنصر در حدود 1.7 باشد، خصلت يوني نسبي پيوند بيش از 50% است.
اگر اختلاف الکترونگاتيوي صفر و يا خيلي کوچک باشد، پيوند غير قطبي است. هرچه اختلاف الکترونگاتيوي بيشتر باشد، پيوند کووالانسي قطبي‌تر خواهد بود. در اين پيوندها ، اتمي که الکترونگاتيوي بيشتري دارد، بار منفي جزئي را خواهد داشت.
با استفاده از مقادير الکترونگاتيوي مي‌توان نوع پيوندي را که يک ترکيب ممکن است داشته باشد، پيش‌بيني کرد. وقتي دو عنصر با اختلاف الکترونگاتيوي زياد با يکديگر ترکيب مي شوند، يک ترکيب يوني حاصل مي‌شود. مثلا اختلاف الکترونگاتيوي سديم و کلر 2.1 است و NaCl يک ترکيب يوني است.

آيا الکترونگاتيوي يک عنصر هميشه ثابت است؟