The US FDA’s proposed rule on laboratory-developed tests: Impacts on clinical laboratory testing

Elektronegativnost je sposobnost nekog atoma da privuče elektronski par koji unutar molekule dijeli s drugim atomom u kovalentnoj vezi.^[1]Atomi elektronegativnijeg elementa snažnije privlače vezne elektrone od atoma manje elektronegativnog elementa.^[2]

Mjera jakosti kojom atom jednog elementa u kovalentnoj kemijskoj vezi privlači elektrone atoma drugog elementa je koeficijent elektronegativnosti, $\chi$ .

Razlike u elektronegativnosti

Elektronegativnost je dakle svojstvo kemijskih elemenata po kojoj se oni razlikuju, neki su više a neki su manje elektronegativni. Elektronegativniji atom u kemijskoj vezi jače privlači elektrone zajedničkog elektronskog para (ili više parova) koji se nalaze u zajedničkoj molekulskoj orbitali a koja čini osnovu kovalentne kemijske veze. Zbog jačeg privlačenja zajedničkih elektrona dolazi do pomaka težišta pozitivnog i negativnog naboja te elektronegativniji atom poprima negativni naboj, a manje elektronegativan atom poprima pozitivni naboj. U čistoj kovalentnoj vezi između istovrsnih atoma oba jednako sudjeluju u oblikovanju zajedničkog elektronskog para (ista elektronegativnost) ili više parova unutar zajedničke molekulske orbitale, pa se težišta pozitivnog i negativnog električnog naboja nalaze na istom mjestu.

Zbog razlike u elektronegativnosti atoma klora i vodika veza (molekula) je polarna, ona je dipol: $\qquad \mathrm {{\overset {\delta -}{C}}l_{\bullet }^{\bullet }-{\overset {\delta +}{H}}} \qquad$
Molekula vode ima dvije polarne kovalentne veze zbog kojih je molekula u cjelini polarna odnosno dipol: $\quad \mathrm {H^{\delta +}-O^{\delta -}-H^{\delta +}} \quad$

Pojava elektronegativnosti ima velike posljedice na svojstva tvari. Zbog razlike u elektronegativnosti atoma u molekuli cijela molekula ili njen dio mogu postati stalni dipoli, a to dalje dovodi do međumolekulskih privlačnih sila: vodikove veze, Van der Waalsove sile, Londonove sile.

Podrobniji članak o temi: Polarnost

Atomi elemenata s velikom energijom ionizacije i afinitetom prema elektronu imaju i veliku elektronegativnost. Za razliku od energije ionizacije i afiniteta prema elektronu, elektronegativnost je svojstvo atoma u molekuli koje nije moguće eksperimentalno odrediti. Elektronegativnost atoma nekog elementa mjeri se u odnosu na elektronegativnost atoma drugog elementa. To znači da su vrijednosti elektronegativnosti relativne.^[2]

Razlika u elektronegativnosti atoma dvaju elementa može poslužiti za prosudbu o polarnosti veze u molekuli. Ako je razlika elektronegativnosti dvaju atoma koji dijele vezni par manja od 0,4, veza među atomima smatra se nepolarnom. Ako je ta razlika u rasponu od 0,4 do 1,9, veza je među atomima polarna. Međudjelovanje atoma istoga elementa ili atoma elemenata s relativno malom razlikom u elektronegativnosti (0 - 1,9) opisuju se modelom kovalentnoga vezivanja. Njihovim vezivanjem nastaju molekule ili velike umrežene atomske strukture (poput dijamanta). Ako je razlika u elektronegativnosti veća od 1,9, tada elementi tvore ionski spoj. S obzirom na veliku razliku u elektronegativnosti elemenata koji ih grade, inski su spojevi uglavnom građeni od iona metala ili nematala.^[2]

Razlika u elektronegativnosti atoma elemenata nije potpuno pouzdan kriterij raspoznavanja kovalentnih i ionskih vrsta, ali primjenjiv je na većinu spojeva.^[2]

Paulingova ljestvica

Vrijednost elektronegativnosti nije lako mjeriti, ali se može pokazati brojčano pomoću koeficijenta elektronegativnosti. Njih je odredio istaknuti kemičar Linus Pauling. Najelektronegativnijem elementu fluoru dao je koeficijent elektronegativnosti - 4, dok najmanji koeficijent je dobio element cezij - 0,7. Elektronegativnost ostalih elemenata kreće se između 0,7 i 4,0. Najveća vrijednost elektronegativnosti imaju atomi nemetala u gornjem desnom kutu periodnog sustava elemenata, a najmanja atoma metala doneg lijevog kuta.

→ Atomski polumjer opada → Energija ionizacije raste → Elektronegativnost raste →
Skupina	1	2	3	4	5	6	7	8	9	10	11	12	13	14	15	16	17	18
Perioda
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	*	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	**	Rf	Db	Sg	Bh	Hs	Mt	Ds	Rg	Cn	Nh	Fl	Mc	Lv	Ts	Og

Lantanoidi	*	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
Aktinoidi	**	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

Periodni sustav elemenata prikazuje kretanje elektronegativnosti prema korigiranoj Paulingovoj ljestvici

Mullikenova elektronegativnost

Robert Mulliken je elektronegativnost definirao nešto drugačije. Atom elementa visokog ionizacijskog potencijala I_P pokazuje malu tendenciju za predavanjem elektrona atomima drugih elemenata. Ako pak element ima visoki elektronski afinitet E_A, nastojat će privući elektrone. Odatle slijedi da tendencija povisivanja elektronskog naboja atoma nekog elementa ovisi o oba čimbenika, pa je Mulliken predložio izraz:

\mathrm {\chi } ={\frac {1}{\mathrm {2} }}({{I_{P}}+{E_{A}}})

kao fizikalno opravdan za određivanje elektronegativnosti elemenata. Taj prijedlog ima slabu praktičnu stranu, jer za mnoge elemente nisu poznati elektronski afiniteti.

Usporedba elektronegativnosti elemenata prema kriterijima Mullikena i Paulinga:

Element	Mullikenova elektronegativnost	Paulingova elektronegativnost
H	7,17	2,1
Li	2,96	1,0
Be	2,86	1,5
B	3,83	2,0
C	5,61	2,5
N	7,34	3,0
O	9,99	3,5
F	12,32	4,0
Na	2,94	0,9
Mg	2,47	1,2
Al	2,97	1,5
Si	4,35	1,8
P	5,37	2,1
S	7,60	2,5
Cl	9,45	3,0

Literatura

Ivan Filipović, Stjepan Lipanović: Opća i anorganska kemija, Školska knjiga, Zagreb, 1995.

Izvori

↑ [1] Leksikografski zavod Miroslav Krleža, Hrvatska enciklopedija, mrežno izdanje: Elektronegativnost, Pristupljeno 2.4.2017.
↑ ^a ^b ^c ^d Barić Tominac, Melita; Habuš, Aleksandra; Liber, Snježana; Vladušić, Roko. 2019. Kemija 1. Profil Klett. Zagreb. ISBN 978-953-8122-66-8

[“MK“-1] [1] Leksikografski zavod Miroslav Krleža, Hrvatska enciklopedija, mrežno izdanje: Elektronegativnost, Pristupljeno 2.4.2017.

[:0-2] Barić Tominac, Melita; Habuš, Aleksandra; Liber, Snježana; Vladušić, Roko. 2019. Kemija 1. Profil Klett. Zagreb. ISBN 978-953-8122-66-8

[1]

[2]