Elektroujemność to miara tendencji do przyciągania elektronów przez atomy danego pierwiastka , gdy tworzy on związek chemiczny z atomami innego pierwiastka. Bardziej elektroujemny pierwiastek "ściąga" 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.

Skala Paulinga

Pierwszą taką propozycją była skala Paulinga oparta na pomiarach energii i polaryzacji wiązań prostych dwuatomowych związków chemicznych. Skala ta jest wciąż najczęściej używana, jednak bardzo mało precyzyjna i często prowadzi do błędnych wniosków.

Skala Allreda-Rochowa

Inną skalę zaproponowali Allred i Rochow , którzy obliczyli elektroujemność na podstawie liczby atomowej i efektywnego promienia walencyjnego atomów. Różnice między skalą Allreda i Paulinga dochodzą do 0,5.

Skala Mullikena

Skalą biorącą pod uwagę rzeczywisty stan atomu w danej cząsteczce, a więc liczbę i rodzaj wiązań w jakich uczestniczy atom w danym momencie, jest skala Mullikena. W skali tej jednak pierwiastki mają zmienną elektroujemność, zależną od tego w jakim związku występują, więc jest ona trudna do stosowania w praktyce.

Bibliografia

• A. Bielański "Podstawy chemii nieorganicznej", PWN, 2002,
• Jolly, William L. (1991). Modern Inorganic Chemistry (2nd Edn.). New York: McGraw-Hill. . pp. 71–76.