Elektronegativita

Schopnost poutat vazebné elektronové páry při vzniku chemické vazby je u různých atomů prvků rozdílná. Mírou této schopnosti je elektronegativita prvků, kterou označujeme symbolem X (bezrozměrné číslo). Podle hodnot elektronegativit můžeme rozlišovat charakter (druh) chemických vazeb a předpovídat vlastnosti látek. Elektronegativita vzrůstá v periodách zleva doprava a ve skupinách shora dolů klesá. Nejelektronegativnější jsou halogeny (nejelektronegativnější je fluor), naopak nejméně elektronegativní jsou alkalické kovy. Pro hodnocení typu vazby byla zavedena relativní (poměrná) veličina elektronegativita. Čím větší má atom elektronegativitu, tím větší má schopnost přitahovat k sobě elektronový pár vazby. K tomuto elektronegativnějšímu atomu se připojuje symbol δ-, k druhému vazebnému partneru symbol δ+.

Nejpoužívanější soubor hodnot elektronegativit prvků pochází od Linuse Paulinga. Jsou založeny na pokusně nalezených údajích vazebných energií. Pro atom fluoru (F), Pauling zvolil hodnotu 4,0. K této základní hodnotě jsou pak vztaženy elektronegativity ostatních prvků. Vzácným plynům vyla přiřazena hodnota 0.

Pojem elektronegativity se ukázal jako velmi užitečná pomůcka ke stanovení typu vazby ve sloučenině. Elektronegativita atomu však není zcela konstantní vazebných partnerů. Hodnoty elektronegativity se mohou také používat k odhadu schopností prvků reagovat mezi sebou. V tabulce elektronegativit najdeme pro elektronegativitu atomu vodíku hodnotu x_H=2,1 a pro atom chloru hodnotu x_Cl=3,0. Vypočteme-li rozdíl obou hodnot, získáme informaci o polaritě vazby v molekule HCl.

Δx = x_Cl - x_H = 3,0 - 2,1 = 0,9

Pokud vypočtený rozdíl elektronegativit leží v rozmezí 0,5 až 1,5, jde o polární kovalentní vazbu. Je-li rozdíl menší než 0,5, zařazuje se taková vazba obvykle ještě mezi kovalentní (nepolární) vazby. Pro chlorid sodný (NaCl) dostaneme rozdíl, který je větší než 2,0. V tomto případě jsme dospěli k iontové vazbě.

Δx = x_Cl - x_Na = 3,0 - 0,9 = 2,1

Jako účelné se osvědčilo následující rozdělení vazeb:

upravit Typy vazeb

• Kovalentní vazba (rozdíl elektronegativity: 0,0 ≤ Δx < 0,5)

• Polární kovalentní vazba (rozdíl elektronegativity: 0,5 ≤ Δx < 1,5)

• Přechod k iontové vazbě (rozdíl elektronegativity: 1,5 ≤ Δx < 2,0)

• Iontová vazba [soli] (rozdíl elektronegativity: Δx ≥ 2,0)

Vazby C-H v molekule ethanu (C₂H₆) patří mezi kovalentní vazby (Δx = x_C - x_H = 0,4). Jsou to nepolární kovalentní vazby.

upravit Použitá literatura

• ŠRÁMEK, Vratislav. Chemie obecná a anorganická. 2. vydání. Olomouc. 2005. 

• GÄRTNER, Harald, et al. Kompendium chemie. 1. vydání. Universum, 2007.