Химия Инфо

Электроотрицательность химических элементов

В ковалентной связи электроны принадлежат общей системе из связанных атомов, но их распределение может быть несимметричным. Например, в HCl электронная плотность смещена к хлору. Объяснить направление смещения помогает электроотрицательность — характеристика, связывающая положение элемента в таблице с полярностью химической связи.

Что такое электроотрицательность

Электроотрицательность характеризует способность атома притягивать к себе электронную плотность в химической связи.

Её обычно обозначают χ, греческой буквой «хи». Это сравнительная характеристика: она помогает понять, какой из связанных атомов сильнее притягивает общие электроны. Речь не идёт о буквальном перемещении всей электронной пары в одну точку.

Существуют разные определения и шкалы. В школьном курсе чаще применяют относительную шкалу Полинга; её значения безразмерны. Числа из разных шкал нельзя без пояснений смешивать в одном расчёте. Электроотрицательность также не равна заряду атома, валентности или степени окисления.

Учебные значения по шкале Полинга

ЭлементHCOFCl
χ по Полингу2,202,553,443,983,16

Эти справочные значения используют во всех численных примерах статьи. В школьной таблице могут стоять более грубые числа, например 2,2 для H и 4,0 для F. Если задача задаёт собственную таблицу, расчёт выполняют по ней: небольшое различие округлений не меняет основной смысл.

Для обычных сравнений элементов основных групп электроотрицательность в целом возрастает слева направо по периоду и уменьшается сверху вниз по группе. Фтор обладает наибольшей электроотрицательностью по шкале Полинга. Благородные газы в простых школьных таблицах часто пропускают; отсутствие значения не означает χ = 0.

Тенденция связана с притяжением электронов к ядру, размерами атомов и экранированием. Но она не превращает электроотрицательность в универсальную меру «активности»: протекание реакции зависит ещё от строения веществ, энергетики и условий.

Как обозначают полярность связи

В полярной ковалентной связи электронная плотность смещена к более электроотрицательному атому. Ему приписывают частичный отрицательный заряд δ−, а другому атому — частичный положительный заряд δ+.

Буква δ подчёркивает, что речь о частичных зарядах в связанной системе. Это не то же самое, что целые заряды отдельных ионов, например Na+ и Cl−. Для оценки различия χ берут модуль разности:

Δχ = |χ(A) − χ(B)|.

В связи между одинаковыми атомами, например H—H или Cl—Cl, различие равно нулю и связь неполярна. Для разных атомов увеличение Δχ обычно соответствует усилению полярного характера связи. Однако провести единственную точную границу между ковалентной и ионной связью только по этому числу нельзя.

Пример 1. Полярность HCl

Сравним χ(H) = 2,20 и χ(Cl) = 3,16. Хлор более электроотрицателен, значит, смещение направлено к нему:

Δχ(H—Cl) = 3,16 − 2,20 = 0,96.

Hδ+—Clδ−.

В отдельной молекуле HCl связь полярная ковалентная. Такая запись сама по себе не означает существования двух свободных ионов внутри молекулы. Взаимодействие HCl с водой и образование ионов в растворе — уже описание другой системы.

Пример 2. Сравнить H—F и H—Cl

Для фтора χ = 3,98, поэтому:

Δχ(H—F) = 3,98 − 2,20 = 1,78.

Различие больше, чем 0,96 для H—Cl. В этом сравнении связь H—F имеет более выраженный полярный характер, причём F получает δ−. Но HF относят к молекулярным веществам с полярной ковалентной связью, а не объявляют ионной солью по условному числовому порогу.

Из этой оценки также нельзя напрямую вывести силу кислоты в воде: на неё влияют прочность связи и взаимодействие частиц с растворителем. Большее Δχ не означает автоматически более сильную кислоту.

Пример 3. Полярные связи в неполярной молекуле CO2

Кислород более электроотрицателен, чем углерод:

Δχ(C—O) = 3,44 − 2,55 = 0,89.

Обе связи C=O полярны, электронная плотность смещена к O. Но молекула CO2 линейна и симметрична:

O=C=O.

Дипольные моменты двух одинаковых связей направлены противоположно и компенсируются. Постоянный дипольный момент молекулы равен нулю. У воды связи O—H тоже полярны, но молекула имеет угловую форму, и их действие не компенсируется полностью.

Полярность отдельной связи и полярность молекулы — разные характеристики. Для молекулы нужно учитывать не только электроотрицательности, но и геометрию всех связей.

Не путайте с другими величинами

Энергия ионизации относится к удалению электрона из изолированного газообразного атома или иона. Сродство к электрону описывает энергетический эффект присоединения электрона к частице. Электроотрицательность характеризует притяжение электронной плотности в связи. Связь между этими понятиями существует, но это не одна величина с разными названиями.

Степень окисления — результат условного распределения электронов для учёта в соединении. Частичный заряд характеризует реальное неравномерное распределение плотности в выбранной модели. Поэтому в HCl можно одновременно говорить о полярной ковалентной связи, δ+ у H и школьной степени окисления водорода +I; эти записи решают разные задачи.

Алгоритм для школьной задачи

  1. Уточните шкалу и возьмите значения из одной таблицы.
  2. Сравните χ: к большему значению направлено смещение электронной плотности.
  3. При необходимости найдите модуль разности и обозначьте δ+ и δ−.
  4. Различайте оценку связи и вывод о строении вещества: учитывайте, есть ли молекулы или ионная решётка.
  5. Для полярности целой молекулы проверьте её геометрию и возможную компенсацию диполей.

Типичные ошибки

  • Ставить δ+ у более электроотрицательного атома. У него повышена электронная плотность, поэтому знак δ−.
  • Принимать Δχ за заряд. Число 0,96 не является зарядом атома в единицах e.
  • Считать любой числовой порог абсолютным. Ионный и ковалентный характер образуют непрерывный ряд моделей связи.
  • Объявлять молекулу полярной по одной связи. Симметрия может компенсировать диполи.
  • Приравнивать пропуск в таблице к нулю. Для благородных газов применимость шкалы требует отдельного рассмотрения.

Проверьте себя

  1. Расположите H—H, H—Cl и H—F по возрастанию Δχ, используя таблицу статьи.
  2. Обозначьте частичные заряды в связи C—O.
  3. Рассчитайте Δχ для O—H. В какую сторону смещена электронная плотность?
  4. Почему полярные связи C=O не создают постоянного дипольного момента CO2?
  5. Ученик увидел χ(F) = 3,98 и записал заряд атома F4−. Что он перепутал?

Ответы с объяснениями

1. Для одинаковых атомов различие нулевое; дальше следуют вычисленные значения:

H—H: 0; H—Cl: 0,96; H—F: 1,78.

2. Кислород более электроотрицателен:

Cδ+—Oδ−.

3. Плотность смещена к O, ему соответствует δ−:

Δχ(O—H) = 3,44 − 2,20 = 1,24.

4. Линейная симметричная геометрия направляет два одинаковых диполя противоположно; их векторная сумма равна нулю.

5. Электроотрицательность — сравнительное безразмерное число выбранной шкалы, а не заряд иона. Значение χ не преобразуют округлением в число присоединённых электронов.

Связанные темы

Связь с положением элементов объясняет периодическая система. Продолжите изучение через основные типы связи и кристаллические решётки.

Источники: IUPAC: электроотрицательность; OpenStax: полярность связи и пределы оценки по Δχ; OpenStax: геометрия и полярность молекул; RSC: справочные значения по Полингу. Расчёты и задания составлены для этой статьи.