Elektronegatiivisuus

**Elektronegatiivisuus**, \chi, on atomin ominaisuus sidoksessa vetää puoleensa sidoksen elektroneita. Elektronegatiivisuus ei ole yksittäisen atomin ominaisuus, vaan se on vaikuttavana tekijänä atomin ollessa osana molekyyliä. Atomin elektronegatiivisuus riippuu atomin järjestysluvusta ja valenssielektronin etäisyydestä atomin ytimestä. Mitä suurempi elektronegatiivisuus on sitä voimakkaammin atomi (tai atomiryhmä) vetää elektroneja puoleensa. Elektronegatiivisuuden avulla voidaan laskea kvalitatiivisesti sidosvoimakkuus ja arvioida sidoksen ionisidosluonnetta.

Tavallisesti atomin elektronegatiivisuus esitetään Paulingin asteikolla tai Mullikenin asteikolla. Muita elektronegatiivisuuden
ilmaisevia asteikkoja ovat Allred-Rochow ja Allen.

## Paulingin asteikko

Linus Pauling tutki 1930-luvulla kaksiatomisten molekyylien sidoksia valenssisidosteorian kannalta katsoen. Tässä molekyylissä, jota tarkastellaan Lewis-rakenteena, sidoksen muodostavat atomien vuorovaikuttavat elektronit.  Pauling ehdotti, että atomien elektronegatiivisuudet voidaan laskea kaksiatomisten molekyylien sidosvoimakkuuksista:

::(1)\qquad |\chi_{\text{A}} - \chi_{\text{B}}| = ({\text{eV}})^{-1/2} \sqrt{DE_{\text{AB}} - \frac{DE_{\text{AA}} + DE_{\text{BB}}}{2}}

Tässä DE_{\text{AB}} on A-B -molekyylin sidosdissosiaatioenergia elektronivolteissa. 
Yhtälön avulla voidaan laskea atomien elektronegatiivisuuserot. Paulingin elektronegatiivisuus-asteikolla elektronegatiivisin alkuaine on fluori, F, ja vähiten elektronegatiivisin on cesium, Cs. jaksollisen järjestelmän pääryhmissä elektronegatiivisuus suurenee siirryttäessä jaksoissa ylöspäin. Tämän voi päätellä johtuvan atomin ytimen ja elektronien välisen etäisyyden muuttumisesta. Coulombin laki ilmaisee kahden toisiinsa vaikuttavan varauksen, Q, välistä sähköistä voimaa, F. Tämä voima on kääntäen verrannollinen varausten välisen etäisyyteen neliöön, r:

::(2)\qquad F = k \frac{r^2}\text{   } (k on vakio)

Etäisyyden, r, kasvaessa, voima, F, pienenee nopeasti. Tämän seurauksena elektronegatiivisuus kasvaa esim. halogeeneilla jodiatomista fluoriatomiin. Kun annetaan H-atomille arvo 2,20, saadaan seuraavat atomikohtaiset elektronegatiivisuusarvot:
 
Paulingin elektronegatiivisuudet, \chi_{_{\text{P}}}, jaksollisessa järjestelmässa laaduttomina arvoina. 




## Mullikenin asteikko

Robert Mulliken ehdotti atomin elektronegatiivisuuden laskettavaksi ensimmäisen ionisaatioenergian ja elektroniaffiniteetin aritmeettisesta keskiarvosta:

::(3)\qquad \chi = \frac{E_{\text{i}} + E_{\text{ea}}}{2}

Energiat on hyvä ilmaista elektronivolteissa mikäli arvoja verrataan Paulingin elektronegatiivisuuksiin seuraavalla lineaarikuvauksella:

::(4)\qquad \chi = 0,187({E_{\text{i}} + E_{\text{ea}}})+0,17

## Elekronegatiivisuusero, <math>\Delta_{\text{e}}</math>

Atomiryhmien välillä on laskettavissa elektronegatiivisuusero substituutiota käyttäen. Esim. korvattaessa CH2Cl:n Cl-atomi CH3:ssa H-atomilla, on näiden ryhmien \Delta_{\text{e}} = |3,16-2,20| = 0,96 Paulingin elektronegatiivisuusasteikolla. Tällä tavoin laskettuja suhteellisia arvoja voi käyttää analysoimaan atomiryhmien keskinäistä reaktiivisuutta:

## Elekronegatiivisuus hiilen hybridisaatiossa

Hiilen atomiorbitaalien eri hybridisaatioilla on ehdotettu olevan eri suuret
elektronegatiivisuudet:

## Sidoksen ioniluonne

Molekyylin yksinkertaisen sidoksen ioniluonnetta voidaan arvioida Hannay'n ja Smith'n yhtälöllä:

::(5)\qquad \text{ioniluonne-}\% = 16(|\chi_{_{\text{P}}(\text{A})} - \chi_{_{\text{P}}(\text{B})}|) + 3,5(\chi_{_{\text{P}}(\text{A})} - \chi_{_{\text{P}}(\text{B})})^2

Tässä \chi_{_{\text{P}}(\text{A})} on \text{A}:n Paulingin elektronegatiivisuus. Esimerkiksi vetyhalideilla ioniluonne vähenee Jaksollisen järjestelmän jaksojen suuretessa
vetyfluoridin 40%:sta vetyjodidin 8%:iin. Vetyhalideista F-atomin suuresta elektronegatiivisuudesta johtuen HF-sidos on poolisin ja sen
sähköinen dipoli on suurin.

## Katso myös
* Kemiallinen sidos
* Linus Pauling

## Lähteet

## Aiheesta muualla

*Opetus TV: Elektronegatiivisuus