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rdfs:label: Eletronegatividade Elektronegativitas 电负性 Elektronegativiteit Électronégativité Electronegatividad Elektronegatibotasun Leictridhiúltacht Elektronegativitet Электроотрицательность Elektronegativita Electronegativity Elektroujemność 전기 음성도 Electronegativitat Ηλεκτραρνητικότητα كهرسلبية Електронегативність Elektronegativität Elettronegatività Elektronegativeco 電気陰性度
rdfs:comment: Elektroujemność, skala elektroujemności – miara tendencji do przyciągania elektronów przez atomy danego pierwiastka, gdy tworzy on związek chemiczny z atomami innego pierwiastka. Bardziej elektroujemny pierwiastek „przyciąga” do siebie elektrony tworzące wiązanie z atomem mniej elektroujemnym, co prowadzi do polaryzacji wiązania. W skrajnym przypadku, gdy elektroujemności obu pierwiastków bardzo się różnią (np. sód i chlor), dochodzi do pełnego przeskoku elektronów na bardziej elektroujemny atom, co prowadzi do powstania wiązania jonowego. 電気陰性度（でんきいんせいど、英: electronegativity）は、分子内の原子が電子を引き寄せる強さの相対的な尺度であり、ギリシャ文字のχで表される。異種の原子同士が化学結合しているとする。このとき、各原子における電子の電荷分布は、当該原子が孤立していた場合と異なる分布をとる。これは結合の相手の原子からの影響によるものであり、原子の種類により電子を引きつける強さに違いが存在するためである。この電子を引きつける強さは、原子の種類ごとの相対的なものとして、その尺度を決めることができる。この尺度のことを電気陰性度と言う。一般に周期表の左下に位置する元素ほど小さく、右上ほど大きくなる。 الكهرسلبية أوالسالبية الكهربائية هي مقياس لمقدرة الذرة في الجزيء التساهمي على جذب الإلكترونات في الروابط الكيميائية. وتعتمد نوعية الرابطة المتكونة اعتمادا كبيرا على الفرق في السالبية الكهربية بين الذرات الداخلة فيها. تقوم الذرات المتشابهة في السالبية الكهربية «بسرقة» الإلكترونات من بعضها البعض والذي يرجع لما يسمى «مشاركة» وتكون رابطة تساهمية. ولكن لو كان هذا الفرق كبير سينتقل الإلكترون إلى أحد الذرات وتتكون رابطة أيونية. إضافة إلى ذلك في حالة أن أحد الذرات تقوم بسحب الإلكترونات بقوة أكبر قليلا من الأخرى فإنه تتكون رابطة تساهمية قطبية. Elektronegativitas atau keelektronegatifan (Simbol: χ) adalah sebuah sifat kimia yang menjelaskan kemampuan sebuah atom (atau lebih jarangnya sebuah gugus fungsi) untuk menarik elektron (atau rapatan elektron) menuju dirinya sendiri pada ikatan kovalen. Konsep elektronegativitas pertama kali oleh Linus Pauling pada tahun 1932 sebagai bagian dari perkembangan teori ikatan valensi. Elektronegativitas tidak bisa dihitung secara langsung, melainkan harus dikalkulasi dari sifat-sifat atom dan molekul lainnya. Beberapa metode kalkulasi telah diajukan. Walaupun pada setiap metode terdapat perbedaan yang kecil dalam nilai numeris elektronegativitasnya, semua metode memiliki tren periode yang sama di antara unsur-unsur. Elektronegativitas merupakan salah satu sifat periodisitas unsur, selain afinit Elektronegativeco estas ĥemia eco de elementoj. Ĝi komparas la kapablon de atomoj altiri elektron-parojn en ĥemia kombinaĵo. Oni uzas la mallongigon EN kaj la formulan simbolon χ (greka litero Ĥio). La koncepton de elektronegativeco evoluigis Linus Pauling. Ĝin influas la nuklea ŝargo kaj la radiuso de la atomo. Ju pli diferencas la elektronegativecoj de du ligitaj atomoj, des pli polusa estas ilia ligo. En la perioda tabelo de la elementoj ĝenerale la elektronegativeco kreskas de maldekstre dekstren kaj de malsupre supren. De elektronegativiteit (EN) of elektronegatieve waarde (ENW) is een maat voor de neiging van een atoom, dat een chemische binding aangaat met een ander atoom, om de gezamenlijke elektronenwolk naar zich toe te trekken. De elektronegativiteit van een element neemt diagonaal toe in het periodiek systeem. Francium en cesium (linksonder) hebben de laagste elektronegatieve waarde, fluor (rechtsboven) de hoogste. Wanneer waterstofgas (H2) en fluorgas (F2) met elkaar reageren ontstaan twee moleculen waterstoffluoride (HF): Elektronegativita je v chemii vlastnost atomu, vyjadřující jeho schopnost přitahovat vazebné elektrony. Elektronegativita atomu je ovlivněna jeho atomovým číslem a vzdáleností valenčních elektronů od nabitého jádra. Elektronegativita je opakem elektropozitivity, která určuje schopnost prvku darovat valenční elektrony. Vyšší hodnoty elektronegativity mají ty prvky, které vznikem aniontu dosáhnou elektronové konfigurace následujícího vzácného plynu. Takové prvky se označují jako elektronegativní prvky. Electronegativity, symbolized as χ, is the tendency for an atom of a given chemical element to attract shared electrons (or electron density) when forming a chemical bond. An atom's electronegativity is affected by both its atomic number and the distance at which its valence electrons reside from the charged nucleus. The higher the associated electronegativity, the more an atom or a substituent group attracts electrons. Electronegativity serves as a simple way to quantitatively estimate the bond energy, and the sign and magnitude of a bond's chemical polarity, which characterizes a bond along the continuous scale from covalent to ionic bonding. The loosely defined term electropositivity is the opposite of electronegativity: it characterizes an element's tendency to donate valence electrons 电负性（英語：electronegativity，簡寫EN），也譯作離子性、負電性及陰電性，是综合考虑了电离能和电子亲合能，首先由莱纳斯·鲍林于1932年提出。它以一组数值的相对大小表示元素原子在分子中对成键电子的吸引能力，称为相对电负性，简称為电负性。元素电负性数值越大，原子在形成化学键时对成键电子的吸引力越强。 Elektronegatibotasuna, χ ikurrarekin adierazten dena, atomo baten (edo, gutxiagotan, talde funtzional baten) potentzia deskribatzen duen propietate kimikoa da. Linus Pauling-ek proposatu zuen lehen aldiz 1932an, balentzia-loturaren teoriaren garapen gisa. Elektronegatibotasuna ezin da zuzenean neurtu eta beste propietate atomiko edo molekular batzuetatik abiatuz ondorioztatu behar izaten da. Hainbat kalkulu-metodo proposatu dira eta, bakoitzarekin erdietsitako balioetan ezberdintasun txikiak egon daitezkeen arren, metodo guztiek erakusten dituzte elementu kimikoen arteko joera periodiko berak. Эле́ктроотрица́тельность (χ) (относительная электроотрицательность) — фундаментальное химическое свойство атома, количественная характеристика способности атома в молекуле смещать к себе общие электронные пары, то есть способность атомов притягивать к себе электроны других атомов. Самая высокая степень электроотрицательности у галогенов и сильных окислителей (p-элементов, F, O, N, Cl), а низкая — у активных металлов (s-элементов I группы, Na, K, Cs). Em química, eletronegatividade é a medida relativa da força de atração que um átomo (ou um grupo funcional) exerce sobre o par de elétrons envolvidos em uma ligação química, normalmente covalente. J. J. Berzelius, em 1811, definiu como eletronegatividade a capacidade que um átomo tem de atrair para ele elétrons. Enquanto para Atkins e Silver definem como a capacidade de um átomo atrair elétrons quando faz parte de um composto. Електронегативність (χ) — фундаментальна хімічна властивість атома, кількісна характеристика здатності атома в молекулі відтягувати на себе електронну густину. Elektronegativität (Abkürzung EN; Formelzeichen (griechisch Chi)) ist ein relatives Maß für die Fähigkeit von Atomen, in chemischen Bindungen die bindenden Elektronenpaare an sich zu ziehen. Die Elektronegativität wird von der jeweiligen Kernladung und dem Atomradius bestimmt und kann zur Abschätzung der Polarität und des Ionenbindungscharakters einer Bindung zwischen zwei Atomen genutzt werden: Je höher der Unterschied der Elektronegativitäten der gebundenen Elemente ist, desto polarer ist die Bindung. Η ηλεκτραρνητικότητα (σύμβολα EN ή ) ορίζεται ως το μέτρο της τάσης, την οποία έχει ένα άτομο που συνδέεται με ομοιοπολικό δεσμό μ' ένα άλλο άτομο, να έλκει προς το μέρος του το κοινό ζεύγος των ηλεκτρονίων. Η ηλεκτραρνητικότητα ενός ατόμου είναι αποτέλεσμα της σχετικής ατομικής του μάζας (ατομικού βάρους ) και της απόστασης του δεσμικού ζεύγους ηλεκτρονίων από τους ατομικούς πυρήνες. Όσο μεγαλύτερη είναι η ηλεκτραρνητικότητα, τόσο εντονότερα έλκει ένα χημικό στοιχείο τα ηλεκτρόνια προς το μέρος του. Elektronegativitet är ett mått på hur starkt de olika atomerna i en molekyl attraherar elektroner. Begreppet används endast för att klassificera bindningsenergi och introducerades av den amerikanske kemisten Linus Pauling, som belönades med nobelpriset i kemi 1954. Elektronegativiteten indikerar hur bindningen mellan två atomer kommer att se ut. Motsatsen till elektronegativitet kallas elektropositivitet, vilket är ett mått på ämnets vilja att ge bort elektroner. δ δA --:-- B δ- δ+A -:--- B δ+ δ-A ---:- B La electronegatividad es la fuerza, el poder de un átomo de atraer a los electrones hacia sí mismo. También debemos considerar la distribución de densidad electrónica alrededor de un átomo determinado frente a otros distintos, tanto en una como en sistemas o especies no moleculares. Se han propuesto distintos métodos para su determinación y aunque hay pequeñas diferencias entre los resultados obtenidos todos los métodos muestran la misma tendencia periódica entre los elementos. 전기 음성도(電氣陰性度, Electronegativity, 기호: χ)는 원자나 분자가 화학 결합을 할 때 다른 전자를 끌어들이는 능력의 척도로, 전기 음성도가 높을수록 원자가 전자를 더 끌어 당긴다. 원자가전자와 원자핵의 거리, 원자 번호에 의해 결정된다. 공유 결합과 이온 결합의 결합 에너지와 결합의 화학적 극성의 부호와 크기를 정량적으로 추정하는 간단한 방법으로 사용된다. 의 반의어이다. 기본적으로, 전기 음성도는 유효 핵전하(양성자가 많을수록 전자를 더 끌어당김)와 원자 껍질 속 전자의 수와 위치(전자가 많을수록 전자를 더 적게 끌어당김)에 의해 결정된다. 일반적으로 라이너스 플링이 발견한 0.79에서 3.98(수소 = 2.20) 범위의 상대 척도로 계산되는 무차원량인 폴링 척도(χr)가 사용된다. 다른 계산 방법을 사용하는 경우에도 동일한 범위의 수치 값을 포함하는 척도 결과를 같이 인용하는 것이 일반적이다. 불소가 가장 강한 전기음성도(3.98)를 가지고 있으며, 세슘이 가장 약한 전기 음성도(0.79)를 가지고 있다. 폴링 척도에 의한 전기음성도 주기율표각 원소에 관한 내용은 주기율표 참조 En chimie, l'électronégativité d'un atome est une grandeur physique qui caractérise sa capacité à attirer le doublet d'électrons partagés lors de la formation d'une liaison chimique avec un autre atome. La différence d'électronégativité entre ces deux atomes détermine la nature de la liaison : liaison covalente apolaire lorsque la différence est nulle ou faible, liaison covalente polaire quand la différence est moyenne, et liaison ionique quand la différence est tellement forte qu'un des atomes a attiré complètement, ou presque, les électrons de la liaison. Dans le dernier cas les atomes sont devenus des ions et portent des charges électriques entières, ou presque. La notion d'électronégativité, qui décrit le comportement des électrons dans une liaison chimique, ne doit pas être confondue L'electronegativitat és una magnitud química que mesura la força d'atracció que exerceix un àtom sobre els electrons d'un altre àtom en un enllaç químic. Se simbolitza amb la lletra grega khi minúscula, . Hi ha diferents escales d'electronegativitat, les més importants són la de Pauling, la de Mulliken, la d'Allred i Rochow i la de Sanderson. * Iònic si . És el cas del clorur de sodi . * Covalent polar si . Per exemple en el fluorur d'hidrogen . * Covalent no polar si . Hom el troba al metà . L'elettronegatività, simbolo χ, è una proprietà chimica che descrive la tendenza di un atomo ad attrarre verso di sé elettroni condivisi. Al livello più elementare, l'elettronegatività è determinata da fattori come la carica nucleare (più protoni ha un atomo, più attrarrà gli elettroni) e il numero e posizione degli altri elettroni presenti nei vari orbitali atomici (più elettroni ha un atomo, più sono lontani dal nucleo gli elettroni di valenza, che saranno quindi soggetti a una minor carica positiva, sia perché più lontani dal nucleo, sia perché schermati dagli altri elettroni presenti negli orbitali a energia inferiore). Tomhas cáilíochtúil ar an gclaonadh chun leictreoin a ghabháil, nó taobh diúltach déphoil a chruthú i nasc le hadaimh eile. Bíonn sí i gcomhréir, a bheag nó a mhór, le suim fhuinneamh gníomhachtúcháin is fhuinneamh leictreonfhiníochta an adaimh. Thairg Linus Pauling scála garbh luachanna mar seo: F (4.0), O (3.5), Cl (3.2), N, Br (3.0), S, I (2.7), C (2.5), neamh-mhiotail eile (2.2-2.0), miotail (1.8-1.0).
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dbo:abstract: 전기 음성도(電氣陰性度, Electronegativity, 기호: χ)는 원자나 분자가 화학 결합을 할 때 다른 전자를 끌어들이는 능력의 척도로, 전기 음성도가 높을수록 원자가 전자를 더 끌어 당긴다. 원자가전자와 원자핵의 거리, 원자 번호에 의해 결정된다. 공유 결합과 이온 결합의 결합 에너지와 결합의 화학적 극성의 부호와 크기를 정량적으로 추정하는 간단한 방법으로 사용된다. 의 반의어이다. 기본적으로, 전기 음성도는 유효 핵전하(양성자가 많을수록 전자를 더 끌어당김)와 원자 껍질 속 전자의 수와 위치(전자가 많을수록 전자를 더 적게 끌어당김)에 의해 결정된다. "전기음성도"라는 용어는 1811년 옌스 야코브 베르셀리우스에 의해 도입되었지만, 그 이전에도 아브가드로를 비롯한 많은 화학자들에 의해 연구되었다. 정확한 전기 음성도 척도는 1932년 라이너스 플링이 원자가 결합 이론의 발전으로 결합 에너지에 의존하는 전기 음성도 척도를 제안하기 전까지는 연구되지 않았다. 플링의 연구를 통해 전기음성도는 다른 여러 화학적 특성과 상관관계가 있다는 것이 밝혀졌다. 또한 전기 음성도는 직접적으로 측정할 수 없으며 다른 원자 또는 분자 특성에서 계산해야 한다. 현재까지 여러 계산 방법이 제안되었으며 전기 음성도의 수치에는 다소 차이가 있지만, 모든 방법은 원소간에 같은 주기율표 경향성을 가진다. 일반적으로 라이너스 플링이 발견한 0.79에서 3.98(수소 = 2.20) 범위의 상대 척도로 계산되는 무차원량인 폴링 척도(χr)가 사용된다. 다른 계산 방법을 사용하는 경우에도 동일한 범위의 수치 값을 포함하는 척도 결과를 같이 인용하는 것이 일반적이다. 불소가 가장 강한 전기음성도(3.98)를 가지고 있으며, 세슘이 가장 약한 전기 음성도(0.79)를 가지고 있다. 폴링 척도에 의한 전기음성도 주기율표각 원소에 관한 내용은 주기율표 참조 Elektronegativita je v chemii vlastnost atomu, vyjadřující jeho schopnost přitahovat vazebné elektrony. Elektronegativita atomu je ovlivněna jeho atomovým číslem a vzdáleností valenčních elektronů od nabitého jádra. Elektronegativita je opakem elektropozitivity, která určuje schopnost prvku darovat valenční elektrony. Vyšší hodnoty elektronegativity mají ty prvky, které vznikem aniontu dosáhnou elektronové konfigurace následujícího vzácného plynu. Takové prvky se označují jako elektronegativní prvky. Elektronegativita je bezrozměrná relativní veličina a značí se X (řecké písmeno chí). Za základ stupnice elektronegativity byla konvenčně zvolena elektronegativita vodíku XH = 2,20. Електронегативність (χ) — фундаментальна хімічна властивість атома, кількісна характеристика здатності атома в молекулі відтягувати на себе електронну густину. الكهرسلبية أوالسالبية الكهربائية هي مقياس لمقدرة الذرة في الجزيء التساهمي على جذب الإلكترونات في الروابط الكيميائية. وتعتمد نوعية الرابطة المتكونة اعتمادا كبيرا على الفرق في السالبية الكهربية بين الذرات الداخلة فيها. تقوم الذرات المتشابهة في السالبية الكهربية «بسرقة» الإلكترونات من بعضها البعض والذي يرجع لما يسمى «مشاركة» وتكون رابطة تساهمية. ولكن لو كان هذا الفرق كبير سينتقل الإلكترون إلى أحد الذرات وتتكون رابطة أيونية. إضافة إلى ذلك في حالة أن أحد الذرات تقوم بسحب الإلكترونات بقوة أكبر قليلا من الأخرى فإنه تتكون رابطة تساهمية قطبية. ويتم استخدام مقياسين مشهورين للسالبية الكهربية، مقياس باولنج (تم اقتراحه عام 1932) ومقياس مولكين (تم اقتراحه عام 1934). كما يوجد اقتراح آخر يسمى مقياس ألفريد-روشو. 電気陰性度（でんきいんせいど、英: electronegativity）は、分子内の原子が電子を引き寄せる強さの相対的な尺度であり、ギリシャ文字のχで表される。異種の原子同士が化学結合しているとする。このとき、各原子における電子の電荷分布は、当該原子が孤立していた場合と異なる分布をとる。これは結合の相手の原子からの影響によるものであり、原子の種類により電子を引きつける強さに違いが存在するためである。この電子を引きつける強さは、原子の種類ごとの相対的なものとして、その尺度を決めることができる。この尺度のことを電気陰性度と言う。一般に周期表の左下に位置する元素ほど小さく、右上ほど大きくなる。 En chimie, l'électronégativité d'un atome est une grandeur physique qui caractérise sa capacité à attirer le doublet d'électrons partagés lors de la formation d'une liaison chimique avec un autre atome. La différence d'électronégativité entre ces deux atomes détermine la nature de la liaison : liaison covalente apolaire lorsque la différence est nulle ou faible, liaison covalente polaire quand la différence est moyenne, et liaison ionique quand la différence est tellement forte qu'un des atomes a attiré complètement, ou presque, les électrons de la liaison. Dans le dernier cas les atomes sont devenus des ions et portent des charges électriques entières, ou presque. La notion d'électronégativité, qui décrit le comportement des électrons dans une liaison chimique, ne doit pas être confondue avec celle d'affinité électronique. Le concept d’électronégativité est introduit pour la première fois par Jöns Jacob Berzelius en 1835. Par la suite, Linus Pauling améliore ce concept et en déduit que l’électronégativité repose plutôt sur l’existence des liaisons ioniques et covalentes, contrairement à ce que Berzelius avait trouvé auparavant. L'électronégativité est notée où est le symbole de l'élément considéré. Plus est grand et plus l'élément est susceptible d'attirer des électrons à lui dans une liaison chimique. Elektronegativität (Abkürzung EN; Formelzeichen (griechisch Chi)) ist ein relatives Maß für die Fähigkeit von Atomen, in chemischen Bindungen die bindenden Elektronenpaare an sich zu ziehen. Die Elektronegativität wird von der jeweiligen Kernladung und dem Atomradius bestimmt und kann zur Abschätzung der Polarität und des Ionenbindungscharakters einer Bindung zwischen zwei Atomen genutzt werden: Je höher der Unterschied der Elektronegativitäten der gebundenen Elemente ist, desto polarer ist die Bindung. Atome mit hoher Elektronegativität bezeichnet man auch als elektronegativ, und Atome mit geringer Elektronegativität als elektropositiv. Die Elektronegativität eines Atoms in einem Molekül bzw. in einem Anion ist abhängig von der Ionisierungsenergie bzw. von der Elektronenaffinität und ist umso größer, je weniger Elektronen auf der Außenschale zur Edelgaskonfiguration fehlen, weil die „Lücken“ bestrebt sind aufgefüllt zu werden. Daher nimmt die Elektronegativität in der Regel innerhalb einer Elementperiode von links nach rechts zu, da die Kernladungszahl höher wird. Innerhalb einer Elementgruppe nimmt die Elektronegativität von oben nach unten ab, hauptsächlich weil der Abstand zum Kern größer wird und damit die Anziehungskraft des Kerns auf die Bindungselektronen abnimmt. Nichtmetalle sind stärker elektronegativ als Metalle, nehmen bevorzugt Elektronen auf und haben deshalb höhere Werte der Elektronegativität als Metalle, die nur schwach elektronegativ sind und bevorzugt Elektronen abgeben. Die Annahme, dass Edelgase keine Elektronegativität zeigen, weil sie sich in einem sehr stabilen Zustand befinden und weil Werte für Elektronegativitäten von Edelgasen in den Tabellen der zitierten Lehrbücher und fehlen, ist nicht zutreffend. Nachdem auch von Edelgasen chemische Verbindungen hergestellt worden waren, konnten auch z. B. für Xenon und Krypton Werte für die Elektronegativitäten der Pauling-Skala berechnet werden, die in etwa den Werten der Halogene entsprechen. Mit neueren Methoden konnten auch für die Elektronegativitätsskalen nach Mulliken und Rochow Zahlenwerte für die übrigen Edelgase berechnet werden, die höher sind als die der Halogene. Bei Helium betragen sie beispielsweise 5,50 nach Allred-Rochow und 4,86 nach Mullikan. De elektronegativiteit (EN) of elektronegatieve waarde (ENW) is een maat voor de neiging van een atoom, dat een chemische binding aangaat met een ander atoom, om de gezamenlijke elektronenwolk naar zich toe te trekken. De elektronegativiteit van een element neemt diagonaal toe in het periodiek systeem. Francium en cesium (linksonder) hebben de laagste elektronegatieve waarde, fluor (rechtsboven) de hoogste. Wanneer waterstofgas (H2) en fluorgas (F2) met elkaar reageren ontstaan twee moleculen waterstoffluoride (HF): Wanneer twee atomen van een zelfde chemisch element een molecuul vormen, bijvoorbeeld een waterstofmolecuul (H-H) of een fluormolecuul (F-F), dan trekken beide atomen met evenveel 'elektronische kracht' aan de gemeenschappelijke elektronenwolk. De elektronenwolk is dan perfect symmetrisch verdeeld binnen het molecuul, dat daardoor geen permanent dipoolmoment (μ) bezit: de gevormde chemische binding is strikt covalent. De binding tussen atomen van twee verschillende chemische elementen, zoals in het HF-molecuul, is polair: de elektronenwolk trekt meer naar het fluoratoom dan naar het waterstofatoom. Statistisch gesproken bestaat het polaire molecuul voor een deel van de tijd uit een H+- en een F−-ion. Het waterstofatoom doneert zijn elektron tijdelijk aan het fluoratoom, als gevolg van de verschillen in ionisatiepotentiaal en elektronenaffiniteit. Dit werd door Linus Pauling vervat in één begrip: de elektronegativiteit. Elektronegativeco estas ĥemia eco de elementoj. Ĝi komparas la kapablon de atomoj altiri elektron-parojn en ĥemia kombinaĵo. Oni uzas la mallongigon EN kaj la formulan simbolon χ (greka litero Ĥio). La koncepton de elektronegativeco evoluigis Linus Pauling. Ĝin influas la nuklea ŝargo kaj la radiuso de la atomo. Ju pli diferencas la elektronegativecoj de du ligitaj atomoj, des pli polusa estas ilia ligo. En la perioda tabelo de la elementoj ĝenerale la elektronegativeco kreskas de maldekstre dekstren kaj de malsupre supren. L'elettronegatività, simbolo χ, è una proprietà chimica che descrive la tendenza di un atomo ad attrarre verso di sé elettroni condivisi. Al livello più elementare, l'elettronegatività è determinata da fattori come la carica nucleare (più protoni ha un atomo, più attrarrà gli elettroni) e il numero e posizione degli altri elettroni presenti nei vari orbitali atomici (più elettroni ha un atomo, più sono lontani dal nucleo gli elettroni di valenza, che saranno quindi soggetti a una minor carica positiva, sia perché più lontani dal nucleo, sia perché schermati dagli altri elettroni presenti negli orbitali a energia inferiore). Tomhas cáilíochtúil ar an gclaonadh chun leictreoin a ghabháil, nó taobh diúltach déphoil a chruthú i nasc le hadaimh eile. Bíonn sí i gcomhréir, a bheag nó a mhór, le suim fhuinneamh gníomhachtúcháin is fhuinneamh leictreonfhiníochta an adaimh. Thairg Linus Pauling scála garbh luachanna mar seo: F (4.0), O (3.5), Cl (3.2), N, Br (3.0), S, I (2.7), C (2.5), neamh-mhiotail eile (2.2-2.0), miotail (1.8-1.0). L'electronegativitat és una magnitud química que mesura la força d'atracció que exerceix un àtom sobre els electrons d'un altre àtom en un enllaç químic. Se simbolitza amb la lletra grega khi minúscula, . Hi ha diferents escales d'electronegativitat, les més importants són la de Pauling, la de Mulliken, la d'Allred i Rochow i la de Sanderson. En general, els diferents valors d'electronegativitat dels àtoms determinen el tipus d'enllaç químic que es formarà en la molècula que els combina, per exemple la molècula AB. Així, segons la diferència entre les electronegativitats d'aquests, i , es pot determinar (convencionalment) el tipus d'enllaç. Amb l'escala de Pauling s'empren aquest criteris: * Iònic si . És el cas del clorur de sodi . * Covalent polar si . Per exemple en el fluorur d'hidrogen . * Covalent no polar si . Hom el troba al metà . El terme «electronegativitat» fou introduït pel químic suec Jöns Jacob Berzelius el 1811, encara que el concepte era conegut abans i fou estudiat per molts químics. L'electronegativitat no es pot mesurar directament i s’ha de calcular a partir d’altres propietats atòmiques o moleculars. El 1932 Linus C. Pauling proposà una fórmula per calcular diferències d'electronegativitats que depèn de les energies d’enllaç de les molècules, com a desenvolupament de la teoria de l'enllaç de valència. El 1934 Robert S. Mulliken establí una fórmula per calcular electronegativitats absolutes a partir de l'energia d'ionització i l'afinitat electrònica dels elements químics i pogué calcular-la per a onze elements. Pauling determinà amb la seva fórmula les electronegativitats per a 10 elements el 1939 i per a 50 el 1960, establint com a valor per a l'hidrogen χH = 2,1. Posteriorment s'han proposat diversos mètodes de càlcul i, tot i que hi ha diferències en els valors numèrics de l'electronegativitat, tots els mètodes mostren les mateixes tendències periòdiques entre els elements. L'electronegativitat és màxima a l'extrem superior dret de la taula periòdica (el fluor té el valor màxim, χF = 3,98, ja que els tres primers gasos nobles no tenen valor de l'electronegativitat perquè no formen composts) i mínima a l'extrem inferior esquerre (el franci té el valor menor χFr = 0,7). A la taula periòdica l'electronegativitat varia de forma regular, la qual cosa es pot justificar a partir de la definició d'electronegativitat d'Allred i Rochow que depèn de la càrrega nuclear efectiva i del radi covalent de l'àtom : * En un grup (columna) disminueix en augmentar el nombre atòmic , ja que si bé augmenta la càrrega nuclear també augmenten els nivells ocupats i els darrers electrons, els que formen els enllaços estan més allunyats del nucli en davallar a la taula periòdica. Per exemple les electronegativitats de Pauling del grup 1 dels metalls alcalins són: χLi = 0,98, χNa = 0,93, χK = 0,82; χRb = 0,82, χCs = 0,79, χFr = 0,7. * En un període (fila) creix en augmentar , ja que augmenta la càrrega nuclear efectiva per l'augment del nombre de protons i els electrons se situen tots en el mateix nivell. Els elements químics situats a la dreta de la taula periòdica són els més electronegatius, exceptuant-ne els tres primers gasos nobles (He, Ne i Ar). Per exemple, la variació de les electronegativitats de Pauling en el 2n període són: χLi = 0,98, χBe = 1,57, χB = 2,04, χC = 2,55, χN = 3,04, χO = 3,44, χF = 3,98. La electronegatividad es la fuerza, el poder de un átomo de atraer a los electrones hacia sí mismo. También debemos considerar la distribución de densidad electrónica alrededor de un átomo determinado frente a otros distintos, tanto en una como en sistemas o especies no moleculares. La electronegatividad de un átomo determinado está afectada fundamentalmente por dos magnitudes: su número atómico y la distancia promedio de los electrones de valencia con respecto al núcleo atómico. Esta propiedad se ha podido correlacionar con otras propiedades atómicas y moleculares. Fue Linus Pauling el investigador que propuso esta magnitud por primera vez en el año 1932, como un desarrollo más de su teoría del enlace de valencia. La electronegatividad no se puede medir experimentalmente de manera directa como, por ejemplo, la energía de ionización, pero se puede determinar de manera indirecta efectuando cálculos a partir de otras propiedades atómicas o moleculares. Se han propuesto distintos métodos para su determinación y aunque hay pequeñas diferencias entre los resultados obtenidos todos los métodos muestran la misma tendencia periódica entre los elementos. El procedimiento de cálculo más común es el inicialmente propuesto por Pauling. El resultado obtenido mediante este procedimiento es un número adimensional que se incluye dentro de la escala de Pauling. Esta escala varía entre 0,65 para el elemento menos electronegativo (francio) y 4,0 para el mayor (flúor). Es interesante señalar que la electronegatividad no es estrictamente una propiedad atómica, pues se refiere a un átomo dentro de una molécula y, por tanto, puede variar ligeramente cuando varía el «entorno» de un mismo átomo en distintos enlaces de distintas moléculas. La propiedad equivalente de la electronegatividad para un átomo aislado sería la afinidad electrónica o electroafinidad. Dos átomos con electronegatividades muy diferentes forman un enlace iónico. Pares de átomos con diferencias pequeñas de electronegatividad forman enlaces covalentes polares con la carga negativa en el átomo de mayor electronegatividad. Эле́ктроотрица́тельность (χ) (относительная электроотрицательность) — фундаментальное химическое свойство атома, количественная характеристика способности атома в молекуле смещать к себе общие электронные пары, то есть способность атомов притягивать к себе электроны других атомов. Самая высокая степень электроотрицательности у галогенов и сильных окислителей (p-элементов, F, O, N, Cl), а низкая — у активных металлов (s-элементов I группы, Na, K, Cs). 电负性（英語：electronegativity，簡寫EN），也譯作離子性、負電性及陰電性，是综合考虑了电离能和电子亲合能，首先由莱纳斯·鲍林于1932年提出。它以一组数值的相对大小表示元素原子在分子中对成键电子的吸引能力，称为相对电负性，简称為电负性。元素电负性数值越大，原子在形成化学键时对成键电子的吸引力越强。 Elektronegativitet är ett mått på hur starkt de olika atomerna i en molekyl attraherar elektroner. Begreppet används endast för att klassificera bindningsenergi och introducerades av den amerikanske kemisten Linus Pauling, som belönades med nobelpriset i kemi 1954. Elektronegativiteten indikerar hur bindningen mellan två atomer kommer att se ut. Motsatsen till elektronegativitet kallas elektropositivitet, vilket är ett mått på ämnets vilja att ge bort elektroner. Fall 1: Både atom A och B attraherar de två elektronerna (:) lika mycket. Här är elektronegativiteten (δ) lika stora. Fallet inträffar exempelvis om A och B är samma grundämne. Detta kallas för en opolär kovalent bindning. δ δA --:-- B Fall 2: Atom A attraherar de två elektronerna (:) mer än atom B. Här är elektronegativiteten hos A större än hos B. Detta kallas för en polär kovalent bindning. δ- δ+A -:--- B Fall 3: Atom B attraherar de två elektronerna (:) mer än atom A. Här är elektronegativiteten hos B större än hos A. Detta kallas för en polär kovalent bindning. δ+ δ-A ---:- B Det finns numera två använda skalor för elektronegativiteten: Pauling-skalan (föreslagen 1932) och Mulliken-skalan (föreslagen 1934). Det finns även en tredje skala och en fjärde skala Allen-skalan. Elektronegativitas atau keelektronegatifan (Simbol: χ) adalah sebuah sifat kimia yang menjelaskan kemampuan sebuah atom (atau lebih jarangnya sebuah gugus fungsi) untuk menarik elektron (atau rapatan elektron) menuju dirinya sendiri pada ikatan kovalen. Konsep elektronegativitas pertama kali oleh Linus Pauling pada tahun 1932 sebagai bagian dari perkembangan teori ikatan valensi. Elektronegativitas tidak bisa dihitung secara langsung, melainkan harus dikalkulasi dari sifat-sifat atom dan molekul lainnya. Beberapa metode kalkulasi telah diajukan. Walaupun pada setiap metode terdapat perbedaan yang kecil dalam nilai numeris elektronegativitasnya, semua metode memiliki tren periode yang sama di antara unsur-unsur. Elektronegativitas merupakan salah satu sifat periodisitas unsur, selain afinitas elektron, jari-jari atom, dan energi ionisasi. Metode yang umumnya sering digunakan adalah metode Pauling. Hasil perhitungan ini menghasilkan nilai yang tidak berdimensi dan biasanya dirujuk sebagai skala Pauling dengan skala relatif yang berkisar dari 0,7 sampai dengan 4,0 (hidrogen = 2,2). Bila metode perhitungan lainnya digunakan, terdapat sebuah konvensi (walaupun tidak diharuskan) untuk menggunakan rentang skala yang sama dengan skala Pauling: hal ini dikenal sebagai elektronegativitas dalam satuan Pauling. Elektronegativitas bukanlah bagian dari , melainkan hanya merupakan sifat atom pada molekul. Sifat pada atom tunggal yang setara dengan elektronegativitas adalah afinitas elektron. Elektronegativitas pada sebuah unsur akan bervariasi tergantung pada lingkungan kimiawi, namun biasanya dianggap sebagai , yaitu sebuah nilai elektronegativitas dianggap akan berlaku pada berbagai situasi yang bervariasi. Elektroujemność, skala elektroujemności – miara tendencji do przyciągania elektronów przez atomy danego pierwiastka, gdy tworzy on związek chemiczny z atomami innego pierwiastka. Bardziej elektroujemny pierwiastek „przyciąga” do siebie elektrony tworzące wiązanie z atomem mniej elektroujemnym, co prowadzi do polaryzacji wiązania. W skrajnym przypadku, gdy elektroujemności obu pierwiastków bardzo się różnią (np. sód i chlor), dochodzi do pełnego przeskoku elektronów na bardziej elektroujemny atom, co prowadzi do powstania wiązania jonowego. Elektroujemność pierwiastków jest często zależna od układu atomów w danym związku, ich stopnia utlenienia, przyjętej w danym momencie hybrydyzacji i dość często zdarza się, że wiązania polaryzują się odwrotnie niżby to wynikało z formalnej elektroujemności związanych pierwiastków. Mimo to zaproponowano wiele sposobów, aby ilościowo zdefiniować ogólną elektroujemność pierwiastków. Elektronegatibotasuna, χ ikurrarekin adierazten dena, atomo baten (edo, gutxiagotan, talde funtzional baten) potentzia deskribatzen duen propietate kimikoa da. Linus Pauling-ek proposatu zuen lehen aldiz 1932an, balentzia-loturaren teoriaren garapen gisa. Elektronegatibotasuna ezin da zuzenean neurtu eta beste propietate atomiko edo molekular batzuetatik abiatuz ondorioztatu behar izaten da. Hainbat kalkulu-metodo proposatu dira eta, bakoitzarekin erdietsitako balioetan ezberdintasun txikiak egon daitezkeen arren, metodo guztiek erakusten dituzte elementu kimikoen arteko joera periodiko berak. Normalean Pauling-ek berak proposatutako kalkulu-metodoa erabiltzen da. Emaitza 0,7tik 4,0ra doan eskala batean adierazten den dimentsiorik gabeko kantitate bat da, Pauling-en eskala deritzona. Eskala honetan hidrogenoak, esaterako 2,2ko emaitza dauka. Beste metodo batzuk erabiltzen direnean, kobentzioz (ez da derrigorrezkoa), emaitzak zenbakizko balio berak dituen eskala batean adierazten dira: Pauling-en unitateak erabiliz adierazitako elektronegatibotasun deritzo. Elektronegatibotasuna ez da propietate atomiko bat zentzu hertsian, baizik eta molekula batean dagoen atomo baten propietatea. Atomo aske baten propietate baliokidea da. Elementu baten elektronegatibotasuna ingurune kimikoa aldatzean aldatuko dela espero daiteke, baina gehienetan propietate transferigarria dela kontsideratzen da, hau da, egoera ezberdin askotan antzeko balioak izango dituela. Electronegativity, symbolized as χ, is the tendency for an atom of a given chemical element to attract shared electrons (or electron density) when forming a chemical bond. An atom's electronegativity is affected by both its atomic number and the distance at which its valence electrons reside from the charged nucleus. The higher the associated electronegativity, the more an atom or a substituent group attracts electrons. Electronegativity serves as a simple way to quantitatively estimate the bond energy, and the sign and magnitude of a bond's chemical polarity, which characterizes a bond along the continuous scale from covalent to ionic bonding. The loosely defined term electropositivity is the opposite of electronegativity: it characterizes an element's tendency to donate valence electrons. On the most basic level, electronegativity is determined by factors like the nuclear charge (the more protons an atom has, the more "pull" it will have on electrons) and the number and location of other electrons in the atomic shells (the more electrons an atom has, the farther from the nucleus the valence electrons will be, and as a result, the less positive charge they will experience—both because of their increased distance from the nucleus and because the other electrons in the lower energy core orbitals will act to shield the valence electrons from the positively charged nucleus). The term "electronegativity" was introduced by Jöns Jacob Berzelius in 1811,though the concept was known before that and was studied by many chemists including Avogadro.In spite of its long history, an accurate scale of electronegativity was not developed until 1932, when Linus Pauling proposed an electronegativity scale which depends on bond energies, as a development of valence bond theory. It has been shown to correlate with a number of other chemical properties. Electronegativity cannot be directly measured and must be calculated from other atomic or molecular properties. Several methods of calculation have been proposed, and although there may be small differences in the numerical values of the electronegativity, all methods show the same periodic trends between elements. The most commonly used method of calculation is that originally proposed by Linus Pauling. This gives a dimensionless quantity, commonly referred to as the Pauling scale (χr), on a relative scale running from 0.79 to 3.98 (hydrogen = 2.20). When other methods of calculation are used, it is conventional (although not obligatory) to quote the results on a scale that covers the same range of numerical values: this is known as an electronegativity in Pauling units. As it is usually calculated, electronegativity is not a property of an atom alone, but rather a property of an atom in a molecule. Even so, the electronegativity of an atom is strongly correlated with the first ionization energy, and negatively correlated with the electron affinity. It is to be expected that the electronegativity of an element will vary with its chemical environment, but it is usually considered to be a transferable property, that is to say that similar values will be valid in a variety of situations. Caesium is the least electronegative element (0.79); fluorine is the most (3.98). Em química, eletronegatividade é a medida relativa da força de atração que um átomo (ou um grupo funcional) exerce sobre o par de elétrons envolvidos em uma ligação química, normalmente covalente. J. J. Berzelius, em 1811, definiu como eletronegatividade a capacidade que um átomo tem de atrair para ele elétrons. Enquanto para Atkins e Silver definem como a capacidade de um átomo atrair elétrons quando faz parte de um composto. Allred e Rochow relacionaram eletronegatividade com a atração entre núcleo e elétrons, assim quanto maior a eletronegatividade de um átomo, maior será a atração entre o núcleo e seus elétrons. Logo, quanto maior a eletronegatividade, maior será a afinidade eletrônica. Analisando as ligações químicas entre dois elementos, a maioria das ligações encontra-se como intermediária entre dois limites extremos: uma ligação iônica e uma ligação covalente apolar. Em uma ligação iônica, o elétron é transferido de um átomo para o outro, não sofrendo mais a influência do primeiro. Já em uma ligação covalente apolar, o elétron sofre a atração de dois átomos do mesmo elemento químico e, portanto, com mesma intensidade. Uma medida qualitativa da ionicidade de uma ligação química é fornecida por meio de uma escala de eletronegatividade, também denominada de caráter ametálico, é uma propriedade periódica que mede a tendência de um átomo, de uma ligação química, em ganhar elétrons. Esta escala foi inicialmente proposta por Linus Pauling como resultado de seus estudos sobre energias de ligação. Posteriormente, Mulliken definiu numericamente a eletronegatividade E em termos da energia de ionização I e da afinidade eletrônica A mediante a equação: Com as parcelas expressas em elétron-volts (eV) obtemos a tabela para as eletronegatividades dos elementos exibida ao fim deste artigo, com valores também expressas em elétron-volts. Em uma ligação entre dois átomos, o átomo com maior eletronegatividade será o ânion. A diferença entre as eletronegatividades dos dois átomos é uma medida da ionicidade da ligação, e, se este valor for superior a 1,7eV, a ligação será predominantemente iônica. Η ηλεκτραρνητικότητα (σύμβολα EN ή ) ορίζεται ως το μέτρο της τάσης, την οποία έχει ένα άτομο που συνδέεται με ομοιοπολικό δεσμό μ' ένα άλλο άτομο, να έλκει προς το μέρος του το κοινό ζεύγος των ηλεκτρονίων. Η ηλεκτραρνητικότητα ενός ατόμου είναι αποτέλεσμα της σχετικής ατομικής του μάζας (ατομικού βάρους ) και της απόστασης του δεσμικού ζεύγους ηλεκτρονίων από τους ατομικούς πυρήνες. Όσο μεγαλύτερη είναι η ηλεκτραρνητικότητα, τόσο εντονότερα έλκει ένα χημικό στοιχείο τα ηλεκτρόνια προς το μέρος του. Η έννοια της ηλεκτραρνητικότητας προτάθηκε για πρώτη φορά από τον Λάινους Πώλινγκ (Linus Pauling) το 1932 στα πλαίσια της , και συσχετίστηκε με πολλές άλλες χημικές ιδιότητες. Η ηλεκτραρνητικότητα δεν μπορεί να μετρηθεί άμεσα και πρέπει να υπολογίζεται από άλλες ατομικές ή μοριακές ιδιότητες. Για τη μέτρηση της ηλεκτραρνητικότητας ενός στοιχείου υπάρχουν διάφορες απόψεις, που οφείλονται βασικά στο γεγονός ότι αυτή δεν εξαρτάται αποκλειστικά από τη δομή του ατόμου, αλλά και από τον αριθμό και το είδος των ατόμων με τα οποία είναι συνδεμένο. Γι' αυτό δεν πρέπει να συγχέεται με την , η οποία είναι ενεργειακό μέγεθος, που αναφέρεται σε μεμονωμένο άτομο. Θα περίμενε λοιπόν κανείς να μεταβάλλεται η ηλεκτραρνητικότητα ανάλογα με το χημικό περιβάλλον ενός ατόμου. Αλλά αυτό δε συμβαίνει γιατί η ηλεκτραρνητικότητα θεωρείται "μεταφερόμενη ιδιότητα", πράγμα που σημαίνει ότι έχει παραπλήσιες τιμές σε μιά ποικιλία συνθηκών και καταστάσεων. Η περισσότερο χρησιμοποιούμενη μέθοδος υπολογισμού είναι αυτή που προτάθηκε αρχικά από τον Pauling. Σύμφωνα με τη μέθοδο αυτή, η ηλεκτραρνητικότητα είναι αδιάστατο μέγεθος και παίρνει τιμές από 0,7 έως 4,0 (υδρογόνο = 2,2). Η κλίμακα αυτή είναι γνωστή ως "". Πολλές φορές, όταν η ηλεκτραρνητικότητα υπολογίζεται με άλλες μεθόδους, μεταφέρεται το αποτέλεσμα (χωρίς να είναι υποχρεωτικό) στην κλιμακα Pauling εκφραζόμενο έτσι σε "μονάδες Pauling".
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