אלקטרושליליות

מתוך ויקיפדיה, האנציקלופדיה החופשית
קפיצה אל: ניווט, חיפוש

אלקטרושליליות (או אלקטרונגטיביות, Electronegativity) היא מידת יכולתו היחסית של אטום למשוך אליו אלקטרונים בקשר קוולנטי.

המושג המקורי הוצע על ידי לינוס פאולינג, כימאי-פיזיקאי, בשנת 1932. לאחר שנתיים פיתח רוברט מיליקן דרך לחישוב ערכי אלקטרושליליות: הממוצע בין פוטנציאל היינוןאנרגיה הדרושה להרחקת אלקטרון מהאטום) והזיקה האלקטרונית (האנרגיה הדרושה להוספת אלקטרון לאטום במצב גזי).

הערכים המתקבלים לשיטתו של מיליקן הם ביחידות אנרגיה, לרוב באלקטרון וולט. לפיכך, ישנן שתי טבלאות - טבלת מיליקן וטבלת פאולינג. הנפוצה יותר בשימוש היא טבלת פאולינג. טבלה מוכרת פחות היא טבלת אלרד-רוצ'או.

מערך האלקטרונים באטום הוא אשר קובע את האלקטרושליליות - אטומים 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 באמצעות מסירת אלקטרונים.

אלקטרושליליות נמדדת תמיד בערכים חיוביים. האטום בעל האלקטרושליליות הגבוהה ביותר הוא פלואור, שלו אנרגיית יינון גבוהה וזיקה אלקטרונית גבוהה, וערך האלקטרושליליות שלו הוא 4. למתכות, לעומת זאת, יש נטייה למסירת אלקטרונים, ולכן ערכי האלקטרושליליות שלהן נמוכה, ולדוגמה ערך האלקטרושליליות של פרנציום, מתכת אלקאלית, הוא 0.7, הנמוך ביותר.

קשרים קוטביים, נוקלאופילים ואלקטרופילים[עריכת קוד מקור | עריכה]

בקשרים קוולנטיים בהם נבדלים שני אטומים המשתתפים בקשר באלקטרושליליות שלהם, קיימת התפלגות לא אחידה של האלקטרונים במרחב סביב שני אטומים אלה. צפיפות לא אחידה זו של אלקטרונים נובעת ממשיכה חזקה יותר של אלקטרונים מצידו של האטום האלקטרושלילי יותר, ולפיכך מצוי סביב אטום זה מטען חשמלי שלילי (מטען חלקי, כיוון שמשיכת האלקטרונים אינה מוחלטת, להבדיל ממטען מלא שניתן לצפות לדוגמה ביונים).

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 שאטומים 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 שהן 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), המכיל אלקטרון עודף שנמשך למטענים חיוביים. דוגמה לנוקלאופיל נייטרלי היא אמוניה. לאטום החנקן שבאמוניה ישנם חמישה אלקטרונים בקליפתו החיצונית, ששלושה מהם תפוסים בקשרים קוולנטיים עם שלושה אטומי מימן, והשניים הנותרים מהווים זוג בלתי-קושר שנמשך למטענים חיוביים. אמוניה היא בנוסף דוגמה למולקולה המוגדרת כולה כ"נוקלאופיל", למרות שהנוקלאופיל האמיתי בה הוא אטום החנקן בלבד.

כדי שקשר יהיה קוטבי, ההפרש באלקטרושליליות בין שני האטומים שבקשר צריך להיות גדול מ-0.3. הפרש קטן מ-0.3 קיים בקשרים קוולנטיים "טהורים" (כמו במולקולות דו-אטומיות, כדוגמת O2). אם ההבדל גדול מ-2.0, הקוטביות חזקה 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 שבהם ההבדל גדול מ-2.0 הם 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.

ערכי האלקטרושליליות של יסודות הטבלה המחזורית[עריכת קוד מקור | עריכה]

רדיוס אטומי מפחית → יינון מגביר → אלקטרושליליות מגביר→
1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 15 16 17 18 קבוצה
מחזור
H
2.20
He
 
1
Li
0.98
Be
1.57
B
2.04
C
2.55
N
3.04
O
3.44
F
3.98
Ne
 
2
Na
0.93
Mg
1.31
Al
1.61
Si
1.90
P
2.19
S
2.58
Cl
3.16
Ar
 
3
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
4
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
2.60
5
Cs
0.79
Ba
0.89
* 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
2.2
6
Fr
0.7
Ra
0.9
** Rf
 
Db
 
Sg
 
Bh
 
Hs
 
Mt
 
Ds
 
Rg
 
Cn
 
Uut
 
Fl
 
Uup
 
Lv
 
Uus
 
Uuo
 
7

‏  La
1.1
Ce
1.12
Pr
1.13
Nd
1.14
Pm
1.13
Sm
1.17
Eu
1.2
Gd
1.2
Tb
1.1
Dy
1.22
Ho
1.23
Er
1.24
Tm
1.25
Yb
1.1
Lu
1.27
 :לנתנידים
*
‏  Ac
1.1
Th
1.3
Pa
1.5
U
1.38
Np
1.36
Pu
1.28
Am
1.13
Cm
1.28
Bk
1.3
Cf
1.3
Es
1.3
Fm
1.3
Md
1.3
No
1.3
Lr
1.3
 :אקטינידים
**

ראו גם[עריכת קוד מקור | עריכה]

קישורים חיצוניים[עריכת קוד מקור | עריכה]