Az elektronegativitás és a kémiai kötések

Valószínűleg az elektronegativitás a legfontosabb fogalom a szervetlen kémia megértéséhez. Azt a definíciót fogjuk használni, amelyet Linus Pauling fogalmazott meg „A kémiai kötések természete” című könyvében. Linus Pauling szerint az elektronegativitás a molekulában kötött atom elektronvonzó képességét jellemzi. Egy molekula vizsgálata során a molekula két atomját hasonlítjuk össze. A szén és az oxigén elektronegativitását fogom összehasonlítani. Ehhez a szerves periódusos rendszer jobb szélét fogom figyelni, ahol a szerves kémia leggyakoribb elemei láthatók. Kékkel írva láthatók a Pauling-skála elektronegativitási értékei. Linus Pauling tehát kiszámította az elemek elektronegativitási értékeit, és táblázatba foglalta őket. Ez lehetővé teszi, hogy összehasonlítsuk a különböző elemek elektronegativitását. Vegyük például a szenet, amelynek az elektronegativitása 2,5 és hasonlítsuk össze az oxigénnel, amelynek az elektronegativitása 3,5. Az oxigénnek tehát nagyobb az elektronegativitása, mint a szénnek. A definíció szerint, ha az oxigén elektronegativitása nagyobb, akkor az oxigénatom erősebben vonzza magához az elektronokat, mint a szénatom. Az elektronok és a kovalens kötés, amelyeket a szén- és az oxigénatom megosztanak egymás között, egyenlőtlenül vannak megosztva. Mivel az oxigén elektronegativitása nagyobb, közelebb húzza magához a pirossal jelölt elektronokat. Mivel az elektronok töltése negatív, az oxigénen egy kicsivel több lesz a negatív töltés. Úgy mondjuk, hogy részleges negatív töltés alakul ki rajta. Részleges negatív. A részleges jelleget a görög delta kisbetűvel jelöljük. Az oxigénatom tehát részlegesen negatív. Közelebb húzza magához a pirossal jelölt elektronokat. A piros elektronok elmozdulását az oxigénatom irányába ezzel a picike nyíllal is jelölhetjük. A nyíl mutatja az irányt, amerre a piros elektronok elmozdulnak. A szénatom tehát valamelyest elveszíti ezeket a piros elektronokat. Veszít egy kicsit az elektronsűrűségből. Veszít egy kicsit a negatív töltésből. A szénatom eredetileg semleges volt, de mivel elveszít egy kis negatív töltést, részlegesen pozitívvá válik, A szénatom tehát részlegesen pozitív. Az oxigénatom pedig részlegesen negatív. Ez egy polarizált állapot. Egy kis negatív töltés alakult ki az egyik oldalon, egy kis pozitív töltés pedig a másik oldalon. Ez tehát még mindig kovalens kötés, de poláris kovalens kötés, mivel az elektronegativitás értéke a két atomban eltérő. Lássunk néhány további példát az elektronegativitások különbözőségére. Képzeljünk el egy molekulát, amelyben két szénatom van, és lássuk, mi történik a piros elektronokkal. Ebben az esetben mindkét szénatomnak ugyanakkora az elektronegativitása. A bal oldali szénatomé 2,5 a jobb oldalinak szintén 2,5. Az elektronegativitás különbsége tehát 0. Ami azt jelenti, hogy piros elektronok nem húzódnak sem az egyik, sem a másik szénatom felé. Középen maradnak. Megoszlanak a két atom között. Ebben a kovalens kötésben tehát nem lép fel polarizáció, mivel nincs különbség az elektronegativitások értékében. Ezt apoláris kovalens kötésnek nevezzük. Lássunk egy másik példát. Hasonlítsuk össze a szenet a hidrogénnel egy molekulában, amelyben a szén és a hidrogén létesítenek kötést. Azt szeretném megtudni, mi történik a piros elektronokkal, a szén és a hidrogén között. Ilyet már láttunk. A szénatom elektronegativitása 2,5 a hidrogénatomé pedig 2,1 A különbség 0,4. Van tehát különbség a két atom elektronegativitása között, de csak nagyon kicsi. Így a legtöbb tankönyv a szénatom és a hidrogénatom közötti kötést apoláris kovalens kötésnek tekinti. Lássuk ismét az előbbi példát, ahol összehasonlítottuk a szénatom és az oxigénatom elektronegativitását. A feltüntetett értékek alapján a szénatom elektronegativitása 2,5 míg az oxigénatomé 3,5 volt, amelyek különbsége 1. Ez alapján a kovalens kötést polárisnak tekintjük. Ez poláris kovalens kötés a szén és az oxigén között. A piros elektronok közelebb húzódnak az oxigénatomhoz, miáltal az oxigénatomon részleges negatív töltés lép fel. Mivel pedig a szénatom körül csökken az elektronsűrűség, a szénatomon részleges pozitív töltés jelentkezik. Látható, hogy ha az elektronegativitás értékek különbsége 1, akkor poláris kovalens kötésről beszélünk. Ha viszont az elektronegativitás értékek különbsége 0,4 akkor apoláris kovalens kötésnek tekintjük. Így valahol a két érték között kell, hogy legyen egy határérték, a poláris és az apoláris kovalens kötés között. A legtöbb tankönyv ezt valahol 0,5 körül állapítja meg. Ha tehát az elektronegativitás értékek különbsége nagyobb, mint 0,5, akkor a kötés polárisnak tekinthető. Ha az elektronegativitás értékek különbsége kisebb, mint 0,5 akkor a kötést apolárisnak tekinthetjük. Itt hangsúlyoznom kell, hogy itt a Pauling-féle elektronegativitási skálát használjuk. Számos más skála is létezik. Ezek tehát nem abszolút értékek, hanem inkább relatív különbségek. Számunkra az elektronegativitás relatív különbsége a lényeges. Lássunk egy újabb példát! Hasonlítsuk össze az oxigént a hidrogénnel! Lássuk, mi történik az oxigén és a hidrogén közötti elektronokkal, vagyis a piros elektronokkal. Az elektronegativitás értékét már mindkét atom esetében láttuk. Az oxigén esetében 3,5 míg a hidrogén esetében 2,1. Az elektronegativitások különbsége 1,4. Ez tehát poláris kovalens kötés. Mivel az oxigénatom elektronegativitása nagyobb, mint a hidrogéné, a piros elektronok közelebb húzódnak az oxigénhez. Az oxigénen tehát részleges negatív töltés alakul ki, míg a hidrogénen részleges pozitív töltés lép fel. Lássuk most a szenet és a lítiumot. Berajzolom a kötést a szénatom és a lítiumatom közé. Mi most a szén és a lítium közötti két elektronnal foglalkozunk. Amint láttuk, a szénatom elektronegativitása 2,5. Ismét tekintsünk a periódusos rendszerre, hogy lássuk, mekkora a lítium elektronegativitása. Itt a lítium, a táblázat első csoportjában. Az elektronegativitása 1. Itt lent beírom az 1-et. Az elektronegativitás küönbsége tehát 1,5. Ezt tehát poláris kovalens kötésnek tekintjük. Most a szénatom elektronegativitása nagyobb, mint a lítiumé. Ezért a piros elektronok közelebb húzódnak a szénatomhoz. Így a szénatom körül egy kicsit nagyobb az elektronsűrűség a szokásosnál. Emiatt részlegesen negatívvá válik. A lítium körül csökken az elektronsűrűség, így a lítiumot részlegesen pozitívnak mondjuk. Ezt a kötést tehát poláris kovalens kötésnek tekintem. Ám néhány perc múlva látni fogjuk, hogy akár ionos kötésnek is vehetnénk. És ez pusztán attól függ, milyen elektronegativitási értékekkel számolunk, és milyen kémiai reakcióról van szó. Ezt tehát ionos kötésnek is tekinthetjük. Következő példaként lássunk egy olyan vegyületet, amelyről biztosan tudjuk, hogy ionos. Természetesen a közismert nátrium-klorid lesz a példa. Kiindulásképpen úgy teszek, mintha kovalens kötés lenne a nátrium és a klór között. Tehát úgy vesszük, hogy ez egy kovalens kötés. Bejelöljük az elektronokat, ezt a kötést, mint tudjuk, két elektron létesíti. Lássuk, mekkora a különbség a nátrium és a klór elektronegativitása közt. Ezt megint idefent találjuk. Itt van a nátrium, 0,9-es értékkel, és a klór, amelynél ez az érték 3. A nátriumé 0,9, a klóré 3. Ez nagy különbség. A különbség 2,1. A klór elektronegativitása sokkal nagyobb, mint a nátriumé. Annyira, hogy nem is fog osztozkodni az elektronokon a nátriummal, hanem ellopja az elektronokat. Ezért úgy rajzolom le újra, hogy a klór köré 8 elektront rakok. Ez a két piros elektron tehát – hadd rajzoljam ide – ez a két piros elektron a nátrium és a klór között a klór, amelyiknek sokkal, sokkal nagyobb az elektronegativitása, olyan erősen vonzza ezeket a piros elektronokat, hogy teljesen kisajátítja őket. Ezt a két piros elektront tehát a klór ellopja. Itt marad a nátrium. A klór tehát szerzett egy újabb elektront, ami ténylegesen negatív töltést biztosít a számára. Itt tehát már nem részleges töltésekről van szó. A klór ténylegesen egyszeres negatív töltésre tesz szert. A nátrium elveszített egy elektront, így ténylegesen pozitív töltése lett. Ebből tudjuk, hogy ez ionos kötés e két ion között. Ez tehát ionos kötést jelent. Az elekronegativitás értékek különbségében valahol 1,5 és 2,1 között van a határ a poláris kovalens és az ionos kötés között. A legtöbb tankönyvben nagyjából 1,7 körüli értékkel találkozunk. Ha tehát az érték nagyobb, mint 1,7 akkor a kötést általában ionosnak tekintjük, Ha pedig 1,7-nél kisebb, akkor poláris kovalens kötésnek. De nem mindig ez a helyzet. Térjünk vissza a szén és a lítium példájára. Ezt poláris kovalens kötésnek tekintettük. Néha azonban szükség lehet arra, hogy ezt a pirossal jelölt kötést ionosnak tekintsük. Most rajzoljuk le a szenet és a lítiumot úgy, hogy a kötést ionosnak vesszük. Ha a szén elektronegativitása nagyobb, mint a lítiumé, akkor a szén ellopja a két piros elektront. Most úgy ábrázolom, hogy a piros elektronok átkerültek a szénatomra. Ezeket már nem osztja meg a lítiummal. A szénatom ellopta ezeket az elektronokat. Itt a lítium. A lítium elvesztette az egyik elektronját, így ténylegesen egyszeresen pozitív töltésre tett szert. A szén felvett egy elektront, amivel ténylegesen egyszeres negatív töltése lett. Ezt tehát ionos kötésnek tekintjük, teljes mértékben tényleges töltésekkel. Egyes szerves kémiai reakciókban ez hasznos. Ezzel azt szeretném hangsúlyozni, hogy az 1,7-es határ nem abszolút, hanem relatív. Ha ide rajzolnánk a pontokat, az is helyes volna. Így is lerajzolhatnánk. De ionos kötésként is felfoghatnánk. Ez határeset. Ezzel áttekintettük az elektronegativitást. Noha ebben a videóban a számszerű értékekkel is foglalkoztunk, a következőkben nem törődünk annyit a számokkal. Inkább az elektronegativitás relatív különbségére fogunk figyelni. Az olyan egyszerű összefüggéseket kell megérteni, mint hogy az oxigén elektronegativitása nagyobb, mint a széné. Ez majd sokat segít, amikor szerves kémiai mechanizmusokat tanulunk.