אלקטרושליליות
מתוך ויקיפדיה, האנציקלופדיה החופשית
אלקטרושליליות (או אלקטרונגטיביות, Electronegativity) היא מידת יכולתו היחסית של אטום למשוך אלקטרונים אליו בקשר קוולנטי.
המושג המקורי הוצע על-ידי לינוס פאולינג, כימאי-פיזיקאי, בשנת 1932. לאחר שנתיים פיתח ר.ס מוליקן דרך לחישוב ערכי אלקטרושליליות: הממוצע בין פוטנציאל היינון (האנרגיה הדרושה להרחקת אלקטרון מהאטום) והזיקה האלקטרונית (האנרגיה הדרושה להוספת אלקטרון לאטום במצב גזי).
הערכים המתקבלים לשיטתו של מוליקן הם ביחידות אנרגיה, לרוב באלקטרון וולט. לפיכך, ישנן שתי טבלאות - טבלת מוליקן וטבלת פאולינג. הנפוצה יותר בשימוש היא טבלת פאולינג. טבלה מוכרת פחות היא טבלת אלרד-רוצ'או.
מערך האלקטרונים באטום הוא אשר קובע את האלקטרושליליות - האטומים הקרובים להשלמת קליפתם החיצונית למבנה של גז אציל (ניאון למשל) על-ידי הוספת אלקטרונים, הם בעלי אלקטרושליליות גבוהה יותר מאשר אלו המגיעים לקליפה חיצונית שלמה בעזרת מסירת אלקטרונים.
אלקטרושליליות נמדדת תמיד בערכים חיוביים והאטום בעל האלקטרושליליות הגבוהה ביותר הינו הפלואור - אנרגיית יינון גבוהה וזיקה אלקטרונית גבוהה, בעל ערך אלקטרושליליות 4. למתכות לעומת זאת, יש נטייה למסירת אלקטרונים ולכן הן מקבלות את הערכים הנמוכים ביותר של אלקטרושליליות - לדוגמה פרנציום, מתכת אלקאלית, מקבלת ערך 0.7, הנמוך ביותר.
תוכן עניינים |
[עריכה] קשרים קוטביים, נוקלאופילים ואלקטרופילים
בקשרים קוולנטיים בהם יש הבדלי אלקטרושליליות בין שני האטומים המשתתפים, קיימת חלוקה בלתי שווה של צפיפות האלקטרונים. האטום האלקטרושלילי יותר מושך אליו את האלקטרונים המשותפים ביתר חוזקה; לפיכך שורר סביב אטום זה מטען חשמלי שלילי (מטען זה הינו חלקי, כיוון שמשיכת האלקטרונים אינה מוחלטת; יש להבדיל בין מטען חלקי ובין מטען מלא, כפי שניתן לראות ביונים, למשל).
האטום האלקטרושלילי בקשר הקוולנטי מכונה נוקלאופיל (נוקלאוס פירושו "גרעין", פיל פירושו "אוהב"); אטום זה נמשך למטענים חשמליים חיוביים (לגרעיני אטומים, למשל, או ליונים חיוביים). לעומת זאת, סביב האטום הפחות אלקטרושלילי שורר מטען חשמלי חיובי (הנובע מהפרוטונים שבגרעין). אטום זה מכונה אלקטרופיל; הוא נמשך למטענים חשמליים שליליים (לאלקטרונים, למשל, או ליונים שליליים). היות ואטומים מסוימים הינם בלתי-פעילים מבחינה כימית, ניתנים לעתים הכינויים "נוקלאופיל" ו"אלקטרופיל" לכל המולקולה (במקרים של מולקולות קטנות). מולקולות נוקלאופיליות עשויות להיות בעלות מטען שלילי או נייטרליות. מולקולות בעלות מטען שלילי מכילות אלקטרון עודף (אחד או יותר), כך שבאופן אינטואיטיבי הן נמשכות למטענים חיוביים. נוקלאופילים נייטרליים, לעומת זאת, מכילים זוג אלקטרונים בלתי-קושר (אשר אינו משתתף בקשר כלשהו), והוא זה שנמשך למטענים החיוביים.
דוגמה לנוקלאופיל שלילי היא יון הידרוקסיד (-OH); הלה מכיל אלקטרון עודף אשר נמשך למטענים חיוביים. דוגמה לנוקלאופיל נייטרלי היא אמוניה; לאטום החנקן יש חמישה אלקטרונים בקליפתו החיצונית; שלושה מהם תפוסים בקשרים קוולנטיים עם שלושה אטומי מימן, ואילו שניים מהם מהווים זוג בלתי-קושר, אשר נמשך למטענים חיוביים. אמוניה היא בנוסף דוגמה למולקולה המוגדרת כולה כ"נוקלאופיל", למרות שהנוקלאופיל האמיתי בה הוא אטום החנקן בלבד.
כדי שקשר יהיה קוטבי, על ההבדל באלקטרושליליות בין שני האטומים בקשר להיות גדול מ-0.3. הבדל קטן מ-0.3 קיים בקשרים קוולנטיים "טהורים" (במולקולות דו-אטומיות, למשל, כמו O2). אם ההבדל גדול מ-2.0 הקוטביות רבה מאוד; קשה לומר שהאלקטרונים "משותפים" לשני האטומים (זוהי ההגדרה של קשר קוולנטי - קשר בו האלקטרונים משותפים לשני האטומים), כיוון שהם נמצאים בעיקר סביב האטום האלקטרושלילי יותר; לפיכך, קשרים בהם ההבדל גדול מ-2.0 הינם קשרים יוניים ולא קוולנטיים.
קשרים קוטביים במולקולה אינם גורמים בהכרח לכל המולקולה להיות קוטבית. פחמן דו-חמצני, למשל, הינו מולקולה קווית הנראית כך מבחינה מרחבית:O=C=O. כל אחד משני הקשרים הקוולנטיים הינו קוטבי, שכן ההבדל בין הקוטביות של חמצן (3.44) ופחמן (2.55) הוא 0.89. למרות זאת, המולקולה אינה קוטבית, שכן המטען השלילי סביב החמצן הימני מאוזן על-ידי המטען השלילי סביב החמצן בצד שמאל.
בכימיה קיימת חשיבות עליונה להבנתם של קשרים קוטביים ולזיהוי אטומים נוקלאופיליים ואלקטרופיליים. תגובות כימיות רבות מספור, במיוחד בכימיה אורגנית, מבוססות על משיכתם של אלקטרופילים ונוקלאופילים אל אטומים במולקולה מסוימת.
[עריכה] ערכי האלקטרושליליות של יסודות הטבלה המחזורית
| → רדיוס אטומי מפחית→ יינון מגביר→ אלקטרושליליות מגביר→ | |||||||||||||||||||
|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|
| קבוצה | 1 | 2 | 3 | 4 | 5 | 6 | 7 | 8 | 9 | 10 | 11 | 12 | 13 | 14 | 15 | 16 | 17 | 18 | |
| מחזור | |||||||||||||||||||
| 1 | H 2.20 |
He |
|||||||||||||||||
| 2 | Li 0.98 |
Be 1.57 |
B 2.04 |
C 2.55 |
N 3.04 |
O 3.44 |
F 3.98 |
Ne |
|||||||||||
| 3 | Na 0.93 |
Mg 1.31 |
Al 1.61 |
Si 1.90 |
P 2.19 |
S 2.58 |
Cl 3.16 |
Ar |
|||||||||||
| 4 | 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 |
|
| 5 | 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 2.6 |
|
| 6 | Cs 0.79 |
Ba 0.89 |
Lu 1.27 |
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 |
|
| 7 | Fr 0.7 |
Ra 0.9 |
Lr |
Rf |
Db |
Sg |
Bh |
Hs |
Mt |
Ds |
Rg |
Uub |
Uut |
Uuq |
Uup |
Uuh |
Uus |
Uuo |
|
[עריכה] ראו גם
| קשרים חזקים: קשר יוני · קשר קוולנטי · קשר מתכתי · קשר סיגמא · קשר פאי · קשר דלתא · קשר כפול · קשר משולש
קשרים בתרכובות אורגניות: קשר אתרי · קשר אסטרי · קשר פפטידי · קשר גליקוזידי · קשר פוספודיאסטרי · קשר דו גופריתי · קשר אנהידרידי קשרים חלשים: קשר מימן · אינטראקציות ארומטיות · קשר קואורדינטיבי · קשרי ואן דר ואלס |
 |
