Elektronegativitāte (simbols χ) ir ķīmiska īpašība, kas norāda, cik labi atoms spēj piesaistīt elektronus sev. To nosaka atoma atomskaitlis, kodola efektīvā lādiņa (Z_eff) un attālums starp kodolu un valences elektroniem (ārējiem elektroniem, kas piedalās ķīmiskajā saitē). Elektronegativitāte ir bezdimensija lielums, kas palīdz paredzēt saites polaritāti, molekulu dipolus un ķīmisko reaktivitāti. Parasti tā pieaug, pārejot periodiskajā tabulā no apakšas kreisās uz augšu labo pusi — to dēvē par periodisko tendenci, un to ietekmē elektroniskā konfigurācija un ekranošanās efekti.

Paulinga skala

Visizplatītākais elektronegativitātes novērtējuma veids ir Linusa Paulinga ierosinātā mērvienību skala (1932). Paulings elektronegativitāti noteica, izmantojot ķīmisko saišu specifiskās enerģijas (saīsinot — saišu disociācijas enerģijas) un salīdzinot heteronukleāro saišu enerģiju ar attiecīgajām homonukleārajām saitēm. No šiem enerģijas kritērijiem viņš izrēķināja relatīvas vērtības, kuras parasti tiek dotas kā bezdimensiju skaitļi. Paulinga skalā elementi parasti saņem vērtības aptuveni no 0,7 līdz 3,98 — ūdeņradis ir 2,20, bet fluors ir viselektronegatīvākais (3,98).

Citas skalas un pieejas

  • Mullikena skala: elektronegativitāti definē kā vidējo atomā esošās jonizācijas enerģijas (I) un elektrona afinitātes (A) summu: χ = (I + A)/2. Tā dod vērtības tajā pašā dimensijā kā enerģijas (parasti eV), ko pēc tam var normalizēt.
  • Allred–Rochow: balstās uz efektīvo kodola lādiņu un attālumu līdz valences elektroniem, aprēķinot elektrostatisku spēku, kas piesaista elektronus.
  • Iegūstamas arī citas niansētas metodes (kvantuķīmiskas metodes, populācijas analīzes), kas aprēķina elementa vai atoma "elektronegativitāti" molekulā — jāņem vērā, ka reālos savienojumos vērtības var atšķirties no elementa tabulā norādītajiem skaitļiem.

Periodiskā tendence un piemēri

Kā minēts, elektronegativitāte pieaug no kreisā uz labo un no apakšas uz augšu periodiskajā tabulā. Tātad nemetāli (īpaši augšējā labā stūra elementi, piemēram, F, O, N, Cl) ir ļoti elektronegatīvi, kamēr alkālmetāli un atsevišķie pārējie metāli ir zemi elektronegatīvi (piemēram, K, Cs, Fr). Daži punkti, kas vērti atzīmēšanai:

  • Fluors ir viselektronegatīvākais elements Paulinga skalā (3,98).
  • Vieglie metāli (līdzīgi nātrijam, kālija): zema elektronegativitāte, tie viegli zaudē elektronus un veido jonu saites.
  • Reālos savienojumos elementa elektronegativitāte var nedaudz mainīties atkarībā no ķīmiskā vides un koordinācijas skaitļa.

Saites polaritāte un elektronegativitātes atšķirība

Atšķirība elektronegativitātēs starp diviem atomi palīdz noteikt saišu raksturu un polaritāti. Aptuveni vadlīnijas (pārpretējās precīzas robežas nav):

  • Δχ < 0,5 — galvenokārt nepolāra kovalentā saite;
  • aptuveni 0,5–1,7 — polāra kovalentā saite (daļēja jonu rakstura);
  • Δχ > 1,7 — dominē jonu saite (liela elektronu pārvietošanās no viena atoma uz citu).

Piemēri: H–F saite ir ļoti polāra (F ļoti elektronegatīvs), kamēr C–H saite ir gandrīz nepolāra.

Praktiska nozīme un lietojumi

Elektronegativitāte ir svarīgs rīks ķīmijā un materiālzinātnē, jo tā ļauj prognozēt:

  • ķīmiskās saites polaritāti un molekulu dipolus,
  • reaktivitātes virzienu organiskajās un neorganiskajās reakcijās,
  • skābju un bāzu spēju (piem., elektronegatīvi elementi bieži veic elektronu paņemšanu),
  • materiālu elektriskās un optiskās īpašības, kur polaritāte ietekmē dielektrisko uzvedību un jonisko vadību.

Piezīmes un ierobežojumi

Elektronegativitāte ir ērta, bet vienkāršota koncepcija. Tā ir relatīva un atkarīga no izvēlētās skalas; nav viena universāla "pareizā" vērtība katram atomam, jo reālās molekulās elektroniskā vides ietekme var būt būtiska. Tāpēc, ja nepieciešami precīzi aprēķini, izmanto kvantuķīmiskas metodes vai konkrētu metodes skalas, piemēram, Mullikena vai Allred–Rochow, atkarībā no lietojuma.

Piezīme: pretstats elektronegativitātei ir elektropozitivitāte; ar to mēra, cik labi atoms atdod elektronus.