Υπολογιστής Ηλεκτροαρνητικότητας: Βρείτε τις Τιμές Στοιχείων στην Κλίμακα Pauling

Εισαγωγή στην Ηλεκτροαρνητικότητα

Η ηλεκτροαρνητικότητα είναι μια θεμελιώδης χημική ιδιότητα που μετρά την ικανότητα ενός ατόμου να προσελκύει και να δεσμεύει ηλεκτρόνια κατά τη διάρκεια σχηματισμού χημικών δεσμών. Αυτή η έννοια είναι κρίσιμη για την κατανόηση της χημικής σύνδεσης, της μοριακής δομής και των προτύπων αντιδραστικότητας στη χημεία. Η εφαρμογή Electronegativity QuickCalc παρέχει άμεση πρόσβαση σε τιμές ηλεκτροαρνητικότητας για όλα τα στοιχεία του περιοδικού πίνακα, χρησιμοποιώντας την ευρέως αποδεκτή κλίμακα Pauling.

Είτε είστε φοιτητής χημείας που μαθαίνει για την πολικότητα των δεσμών, είτε δάσκαλος που προετοιμάζει υλικά για την τάξη, είτε επαγγελματίας χημικός που αναλύει τις μοριακές ιδιότητες, η γρήγορη πρόσβαση σε ακριβείς τιμές ηλεκτροαρνητικότητας είναι απαραίτητη. Ο υπολογιστής μας προσφέρει μια απλή, φιλική προς τον χρήστη διεπαφή που παρέχει αυτή την κρίσιμη πληροφορία άμεσα, χωρίς περιττή πολυπλοκότητα.

Κατανόηση της Ηλεκτροαρνητικότητας και της Κλίμακας Pauling

Τι είναι η Ηλεκτροαρνητικότητα;

Η ηλεκτροαρνητικότητα αντιπροσωπεύει την τάση ενός ατόμου να προσελκύει τα κοινά ηλεκτρόνια σε έναν χημικό δεσμό. Όταν δύο άτομα με διαφορετικές ηλεκτροαρνητικότητες συνδέονται, τα κοινά ηλεκτρόνια έλκονται πιο ισχυρά προς το πιο ηλεκτροαρνητικό άτομο, δημιουργώντας έναν πολικό δεσμό. Αυτή η πολικότητα επηρεάζει πολλές χημικές ιδιότητες, συμπεριλαμβανομένων:

• Δύναμης και μήκους δεσμού
• Πολικότητας μορίων
• Προτύπων αντιδραστικότητας
• Φυσικών ιδιοτήτων όπως το σημείο βρασμού και η διαλυτότητα

Η Κλίμακα Pauling Εξηγείται

Η κλίμακα Pauling, που αναπτύχθηκε από τον Αμερικανό χημικό Linus Pauling, είναι η πιο συνήθως χρησιμοποιούμενη μέτρηση της ηλεκτροαρνητικότητας. Σε αυτή την κλίμακα:

• Οι τιμές κυμαίνονται περίπου από 0.7 έως 4.0
• Το φθόριο (F) έχει την υψηλότερη ηλεκτροαρνητικότητα με 3.98
• Το φρανκίον (Fr) έχει την χαμηλότερη ηλεκτροαρνητικότητα περίπου 0.7
• Τα περισσότερα μέταλλα έχουν χαμηλότερες τιμές ηλεκτροαρνητικότητας (κάτω από 2.0)
• Τα περισσότερα μη μέταλλα έχουν υψηλότερες τιμές ηλεκτροαρνητικότητας (πάνω από 2.0)

Η μαθηματική βάση για την κλίμακα Pauling προέρχεται από υπολογισμούς ενέργειας δεσμών. Ο Pauling καθόρισε τις διαφορές ηλεκτροαρνητικότητας χρησιμοποιώντας την εξίσωση:

$\chi_A - \chi_B = 0.102\sqrt{E_{AB} - \frac{E_{AA} + E_{BB}}{2}}$

Όπου:

• $\chi_A$ και $\chi_B$ είναι οι ηλεκτροαρνητικότητες των ατόμων A και B
• $E_{AB}$ είναι η ενέργεια δεσμού του δεσμού A-B
• $E_{AA}$ και $E_{BB}$ είναι οι ενέργειες δεσμών των A-A και B-B αντίστοιχα

Κλίμακα Ηλεκτροαρνητικότητας Pauling Μέταλλα Μη μέταλλα

Τάσεις Ηλεκτροαρνητικότητας στον Περιοδικό Πίνακα

Η ηλεκτροαρνητικότητα ακολουθεί σαφή πρότυπα στον περιοδικό πίνακα:

• Αυξάνεται από αριστερά προς τα δεξιά σε μια περίοδο (γραμμή) καθώς αυξάνεται ο αριθμός του ατόμου
• Μειώνεται από πάνω προς τα κάτω σε μια ομάδα (στήλη) καθώς αυξάνεται ο αριθμός του ατόμου
• Υψηλότερη στην πάνω δεξιά γωνία του περιοδικού πίνακα (φθόριο)
• Χαμηλότερη στην κάτω αριστερή γωνία του περιοδικού πίνακα (φρανκίον)

Αυτές οι τάσεις σχετίζονται με την ατομική ακτίνα, την ενέργεια ιονισμού και την προσφορά ηλεκτρονίων, παρέχοντας ένα συνεκτικό πλαίσιο για την κατανόηση της συμπεριφοράς των στοιχείων.

Αυξανόμενη Ηλεκτροαρνητικότητα → Μειούμενη Ηλεκτροαρνητικότητα ↓

F Υψηλότερη Fr Χαμηλότερη

Πώς να Χρησιμοποιήσετε την Εφαρμογή Electronegativity QuickCalc

Η εφαρμογή Electronegativity QuickCalc έχει σχεδιαστεί για απλότητα και ευκολία χρήσης. Ακολουθήστε αυτά τα βήματα για να βρείτε γρήγορα την τιμή ηλεκτροαρνητικότητας οποιουδήποτε στοιχείου:

1. Εισάγετε ένα στοιχείο: Πληκτρολογήστε είτε το όνομα του στοιχείου (π.χ. "Οξυγόνο") είτε το σύμβολο του (π.χ. "O") στο πεδίο εισόδου
2. Δείτε τα αποτελέσματα: Η εφαρμογή εμφανίζει άμεσα:
   • Σύμβολο στοιχείου
   • Όνομα στοιχείου
   • Τιμή ηλεκτροαρνητικότητας στην κλίμακα Pauling
   • Οπτική αναπαράσταση στο φάσμα ηλεκτροαρνητικότητας
3. Αντιγράψτε τις τιμές: Κάντε κλικ στο κουμπί "Αντιγραφή" για να αντιγράψετε την τιμή ηλεκτροαρνητικότητας στο πρόχειρο σας για χρήση σε αναφορές, υπολογισμούς ή άλλες εφαρμογές

Συμβουλές για Αποτελεσματική Χρήση

• Μερική αντιστοίχιση: Η εφαρμογή θα προσπαθήσει να βρει αντιστοιχίες ακόμη και με μερική είσοδο (πληκτρολογώντας "Οξυ" θα βρει "Οξυγόνο")
• Αδιαφορία περί της περίπτωσης: Τα ονόματα και τα σύμβολα των στοιχείων μπορούν να εισαχθούν με οποιαδήποτε περίπτωση (π.χ. "οξυγόνο", "ΟΞΥΓΟΝΟ" ή "Οξυγόνο" θα λειτουργήσουν όλα)
• Γρήγορη επιλογή: Χρησιμοποιήστε τα προτεινόμενα στοιχεία κάτω από το πλαίσιο αναζήτησης για κοινά στοιχεία
• Οπτική κλίμακα: Η χρωματιστή κλίμακα βοηθά στην οπτικοποίηση του πού πέφτει το στοιχείο στο φάσμα ηλεκτροαρνητικότητας από χαμηλό (μπλε) σε υψηλό (κόκκινο)

Διαχείριση Ειδικών Περιστάσεων

• Αδρανή αέρια: Ορισμένα στοιχεία όπως το ήλιο (He) και το νέον (Ne) δεν έχουν ευρέως αποδεκτές τιμές ηλεκτροαρνητικότητας λόγω της χημικής τους αδράνειας
• Συνθετικά στοιχεία: Πολλά πρόσφατα ανακαλυφθέντα συνθετικά στοιχεία έχουν εκτιμηθεί ή θεωρητικές τιμές ηλεκτροαρνητικότητας
• Χωρίς αποτελέσματα: Εάν η αναζήτησή σας δεν ταιριάζει με κανένα στοιχείο, ελέγξτε την ορθογραφία σας ή δοκιμάστε να χρησιμοποιήσετε το σύμβολο του στοιχείου αντί

Εφαρμογές και Χρήσεις για Τιμές Ηλεκτροαρνητικότητας

Οι τιμές ηλεκτροαρνητικότητας έχουν πολλές πρακτικές εφαρμογές σε διάφορους τομείς της χημείας και των σχετικών επιστημών:

1. Ανάλυση Χημικών Δεσμών

Οι διαφορές ηλεκτροαρνητικότητας μεταξύ δεσμευμένων ατόμων βοηθούν στον προσδιορισμό του τύπου δεσμού:

• Μη πολικοί ομοιοπολικοί δεσμοί: Διαφορά ηλεκτροαρνητικότητας < 0.4
• Πολικοί ομοιοπολικοί δεσμοί: Διαφορά ηλεκτροαρνητικότητας μεταξύ 0.4 και 1.7
• Ιοντικοί δεσμοί: Διαφορά ηλεκτροαρνητικότητας > 1.7

Αυτή η πληροφορία είναι κρίσιμη για την πρόβλεψη της μοριακής δομής, της αντιδραστικότητας και των φυσικών ιδιοτήτων.

1def determine_bond_type(element1, element2, electronegativity_data):
2    """
3    Προσδιορίστε τον τύπο του δεσμού μεταξύ δύο στοιχείων με βάση τη διαφορά ηλεκτροαρνητικότητας.
4    
5    Args:
6        element1 (str): Σύμβολο του πρώτου στοιχείου
7        element2 (str): Σύμβολο του δεύτερου στοιχείου
8        electronegativity_data (dict): Λεξικό που αντιστοιχεί τα σύμβολα στοιχείων σε τιμές ηλεκτροαρνητικότητας
9        
10    Returns:
11        str: Τύπος δεσμού (μη πολικός ομοιοπολικός, πολικός ομοιοπολικός ή ιοντικός)
12    """
13    try:
14        en1 = electronegativity_data[element1]
15        en2 = electronegativity_data[element2]
16        
17        difference = abs(en1 - en2)
18        
19        if difference < 0.4:
20            return "μη πολικός ομοιοπολικός δεσμός"
21        elif difference <= 1.7:
22            return "πολικός ομοιοπολικός δεσμός"
23        else:
24            return "ιοντικός δεσμός"
25    except KeyError:
26        return "Άγνωστο στοιχείο(α) παρέχονται"
27
28# Παράδειγμα χρήσης
29electronegativity_values = {
30    "H": 2.20, "Li": 0.98, "Na": 0.93, "K": 0.82,
31    "F": 3.98, "Cl": 3.16, "Br": 2.96, "I": 2.66,
32    "O": 3.44, "N": 3.04, "C": 2.55, "S": 2.58
33}
34
35# Παράδειγμα: Δεσμός H-F
36print(f"H-F: {determine_bond_type('H', 'F', electronegativity_values)}")  # πολικός ομοιοπολικός δεσμός
37
38# Παράδειγμα: Δεσμός Na-Cl
39print(f"Na-Cl: {determine_bond_type('Na', 'Cl', electronegativity_values)}")  # ιοντικός δεσμός
40
41# Παράδειγμα: Δεσμός C-H
42print(f"C-H: {determine_bond_type('C', 'H', electronegativity_values)}")  # μη πολικός ομοιοπολικός δεσμός
43

1function determineBondType(element1, element2, electronegativityData) {
2  // Έλεγχος αν τα στοιχεία υπάρχουν στα δεδομένα μας
3  if (!electronegativityData[element1] || !electronegativityData[element2]) {
4    return "Άγνωστο στοιχείο(α) παρέχονται";
5  }
6  
7  const en1 = electronegativityData[element1];
8  const en2 = electronegativityData[element2];
9  
10  const difference = Math.abs(en1 - en2);
11  
12  if (difference < 0.4) {
13    return "μη πολικός ομοιοπολικός δεσμός";
14  } else if (difference <= 1.7) {
15    return "πολικός ομοιοπολικός δεσμός";
16  } else {
17    return "ιοντικός δεσμός";
18  }
19}
20
21// Παράδειγμα χρήσης
22const electronegativityValues = {
23  "H": 2.20, "Li": 0.98, "Na": 0.93, "K": 0.82,
24  "F": 3.98, "Cl": 3.16, "Br": 2.96, "I": 2.66,
25  "O": 3.44, "N": 3.04, "C": 2.55, "S": 2.58
26};
27
28console.log(`H-F: ${determineBondType("H", "F", electronegativityValues)}`);
29console.log(`Na-Cl: ${determineBondType("Na", "Cl", electronegativityValues)}`);
30console.log(`C-H: ${determineBondType("C", "H", electronegativityValues)}`);
31

2. Πρόβλεψη Μοριακής Πολικότητας

Η κατανομή της ηλεκτροαρνητικότητας μέσα σε ένα μόριο καθορίζει την συνολική του πολικότητα:

• Τα συμμετρικά μόρια με παρόμοιες τιμές ηλεκτροαρνητικότητας τείνουν να είναι μη πολικά
• Τα ασύμμετρα μόρια με σημαντικές διαφορές ηλεκτροαρνητικότητας τείνουν να είναι πολικά

Η μοριακή πολικότητα επηρεάζει τη διαλυτότητα, τα σημεία βρασμού/λιώσεως και τις διασυνδετικές δυνάμεις.

3. Εκπαιδευτικές Εφαρμογές

Η ηλεκτροαρνητικότητα είναι μια κεντρική έννοια που διδάσκεται σε:

• Μαθήματα χημείας λυκείου
• Προπτυχιακή γενική χημεία
• Προχωρημένα μαθήματα ανόργανης και φυσικής χημείας

Η εφαρμογή μας χρησιμεύει ως πολύτιμο εργαλείο αναφοράς για τους μαθητές που μαθαίνουν αυτές τις έννοιες.

4. Έρευνα και Ανάπτυξη

Οι ερευνητές χρησιμοποιούν τις τιμές ηλεκτροαρνητικότητας όταν:

• Σχεδιάζουν νέους καταλύτες
• Αναπτύσσουν νέα υλικά
• Μελετούν μηχανισμούς αντιδράσεων
• Μοντελοποιούν μοριακές αλληλεπιδράσεις

5. Φαρμακευτική Χημεία

Στην ανάπτυξη φαρμάκων, η ηλεκτροαρνητικότητα βοηθά στην πρόβλεψη:

• Αλληλεπιδράσεων φαρμάκου-υποδοχέα
• Μεταβολικής σταθερότητας
• Διαλυτότητας και βιοδιαθεσιμότητας
• Πιθανών θέσεων υδρογόνου

Εναλλακτικές στην Κλίμακα Pauling

Ενώ η εφαρμογή μας χρησιμοποιεί την κλίμακα Pauling λόγω της ευρείας αποδοχής της, υπάρχουν και άλλες κλίμακες ηλεκτροαρνητικότητας:

Η κλίμακα Pauling παραμένει η πιο συχνά χρησιμοποιούμενη λόγω της ιστορικής της προτεραιότητας και της πρακτικής χρησιμότητάς της.

Ιστορία της Ηλεκτροαρνητικότητας ως Έννοια

Πρώιμες Αναπτύξεις

Η έννοια της ηλεκτροαρνητικότητας έχει ρίζες σε πρώιμες χημικές παρατηρήσεις του 18ου και 19ου αιώνα. Οι επιστήμονες παρατήρησαν ότι ορισμένα στοιχεία φαίνονταν να έχουν μεγαλύτερη "έλξη" για ηλεκτρόνια από άλλα, αλλά δεν είχαν μια ποσοτική μέθοδο για να μετρήσουν αυτή την ιδιότητα.

• Berzelius (1811): Εισήγαγε την έννοια του ηλεκτροχημικού δυϊσμού, προτείνοντας ότι τα άτομα φέρουν ηλεκτρικά φορτία που καθορίζουν τη χημική τους συμπεριφορά
• Davy (1807): Απέδειξε την ηλεκτρόλυση, δείχνοντας ότι οι ηλεκτρικές δυνάμεις παίζουν ρόλο στη χημική σύνδεση
• Avogadro (1809): Πρότεινε ότι τα μόρια αποτελούνται από άτομα που κρατούνται μαζί από ηλεκτρικές δυνάμεις

Η Επανάσταση του Linus Pauling

Η σύγχρονη έννοια της ηλεκτροαρνητικότητας τυποποιήθηκε από τον Linus Pauling το 1932. Στο εμβληματικό του άρθρο "Η Φύση του Χημικού Δεσμού," ο Pauling εισήγαγε:

1. Μια ποσοτική κλίμακα για τη μέτρηση της ηλεκτροαρνητικότητας
2. Τη σχέση μεταξύ διαφορών ηλεκτροαρνητικότητας και ενέργειας δεσμών
3. Μια μέθοδο για τον υπολογισμό τιμών ηλεκτροαρνητικότητας από θερμοχημικά δεδομένα

Η εργασία του Pauling του χάρισε το Βραβείο Νόμπελ Χημείας το 1954 και καθόρισε την ηλεκτροαρνητικότητα ως θεμελιώδη έννοια στη χημική θεωρία.

Εξέλιξη της Έννοιας

Από την αρχική εργασία του Pauling, η έννοια της ηλεκτροαρνητικότητας έχει εξελιχθεί:

• Robert Mulliken (1934): Πρότεινε μια εναλλακτική κλίμακα βασισμένη στην ενέργεια ιονισμού και την προσφορά ηλεκτρονίων
• Allred και Rochow (1958): Ανέπτυξαν μια κλίμακα βασισμένη στην αποτελεσματική πυρηνική φόρτιση και την ομοιοπολική ακτίνα
• Allen (1989): Δημιούργησε μια κλίμακα βασισμένη στις μέσες ενέργειες ηλεκτρονίων σθένους από φασματοσκοπικά δεδομένα
• Υπολογισμοί DFT (1990-σήμερα): Σύγχρονες υπολογιστικές μέθοδοι έχουν βελτιώσει τους υπολογισμούς ηλεκτροαρνητικότητας

Σήμερα, η ηλεκτροαρνητικότητα παραμένει μια θεμελιώδης έννοια στη χημεία, με εφαρμογές που εκτείνονται στη επιστήμη των υλικών, τη βιοχημεία και την περιβαλλοντική επιστήμη.

Συχνές Ερωτήσεις

Τι ακριβώς είναι η ηλεκτροαρνητικότητα;

Η ηλεκτροαρνητικότητα είναι ένα μέτρο της ικανότητας ενός ατόμου να προσελκύει και να δεσμεύει ηλεκτρόνια κατά τη διάρκεια σχηματισμού χημικών δεσμών με ένα άλλο άτομο. Δείχνει πόσο ισχυρά ένα άτομο τραβά τα κοινά ηλεκτρόνια προς τον εαυτό του σε ένα μόριο.

Γιατί χρησιμοποιείται πιο συχνά η κλίμακα Pauling;

Η κλίμακα Pauling ήταν η πρώτη ευρέως αποδεκτή ποσοτική μέτρηση της ηλεκτροαρνητικότητας και έχει ιστορική προτεραιότητα. Οι τιμές της συσχετίζονται καλά με τις παρατηρούμενες χημικές συμπεριφορές, και τα περισσότερα χημικά εγχειρίδια και αναφορές χρησιμοποιούν αυτή την κλίμακα, καθιστώντας την πρότυπο για εκπαιδευτικούς και πρακτικούς σκοπούς.

Ποιο στοιχείο έχει την υψηλότερη ηλεκτροαρνητικότητα;

Το φθόριο (F) έχει την υψηλότερη τιμή ηλεκτροαρνητικότητας με 3.98 στην κλίμακα Pauling. Αυτή η ακραία τιμή εξηγεί τη πολύ αντιδραστική φύση του φθορίου και την ισχυρή του τάση να σχηματίζει δεσμούς με σχεδόν όλα τα άλλα στοιχεία.

Γιατί δεν έχουν οι αδρανείς αέριες τιμές ηλεκτροαρνητικότητας;

Τα αδρανή αέρια (ήλιο, νέον, αργό κ.λπ.) έχουν πλήρως γεμάτα εξωτερικά ηλεκτρονικά κέλυφη, καθιστώντας τα εξαιρετικά σταθερά και απίθανο να σχηματίσουν δεσμούς. Δεδομένου ότι σπάνια μοιράζονται ηλεκτρόνια, η απονομή σημαντικών τιμών ηλεκτροαρνητικότητας είναι δύσκολη. Ορισμένες κλίμακες αποδίδουν θεωρητικές τιμές, αλλά αυτές συχνά παραλείπονται από τις τυπικές αναφορές.

Πώς επηρεάζει η ηλεκτροαρνητικότητα τον τύπο δεσμού;

Η διαφορά στην ηλεκτροαρνητικότητα μεταξύ δύο δεσμευμένων ατόμων καθορίζει τον τύπο δεσμού:

• Μικρή διαφορά (< 0.4): Μη πολικός ομοιοπολικός δεσμός
• Μέτρια διαφορά (0.4-1.7): Πολικός ομοιοπολικός δεσμός
• Μεγάλη διαφορά (> 1.7): Ιοντικός δεσμός

Μπορούν οι τιμές ηλεκτροαρνητικότητας να αλλάξουν;

Η ηλεκτροαρνητικότητα δεν είναι μια σταθερή φυσική σταθερά αλλά μια σχετική μέτρηση που μπορεί να διαφέρει ελαφρώς ανάλογα με το χημικό περιβάλλον ενός ατόμου. Ένα στοιχείο μπορεί να εμφανίσει διαφορετικές αποτελεσματικές τιμές ηλεκτροαρνητικότητας ανάλογα με την οξειδωτική του κατάσταση ή τα άλλα άτομα με τα οποία είναι δεσμευμένο.

Πόσο ακριβής είναι η εφαρμογή Electronegativity QuickCalc;

Η εφαρμογή μας χρησιμοποιεί ευρέως αποδεκτές τιμές κλίμακας Pauling από αξιόπιστες πηγές. Ωστόσο, είναι σημαντικό να σημειωθεί ότι υπάρχουν ελαφρές διακυμάνσεις μεταξύ διαφορετικών πηγών αναφοράς. Για έρευνα που απαιτεί ακριβείς τιμές, προτείνουμε τη διασταύρωση με πολλές πηγές.

Μπορώ να χρησιμοποιήσω αυτή την εφαρμογή εκτός σύνδεσης;

Ναι, μόλις φορτωθεί, η εφαρμογή Electronegativity QuickCalc λειτουργεί εκτός σύνδεσης καθώς όλα τα δεδομένα στοιχείων αποθηκεύονται τοπικά στον περιηγητή σας. Αυτό την καθιστά βολική για χρήση σε αίθουσες διδασκαλίας, εργαστήρια ή πεδία χωρίς πρόσβαση στο διαδίκτυο.

Πώς διαφέρει η ηλεκτροαρνητικότητα από την προσφορά ηλεκτρονίων;

Ενώ σχετίζονται, αυτές είναι διακριτές ιδιότητες:

• Η ηλεκτροαρνητικότητα μετρά την ικανότητα ενός ατόμου να προσελκύει ηλεκτρόνια μέσα σε έναν δεσμό
• Η προσφορά ηλεκτρονίων μετρά την αλλαγή ενέργειας όταν ένα ουδέτερο άτομο αποκτά ένα ηλεκτρόνιο

Η προσφορά ηλεκτρονίων είναι μια πειραματικά μετρήσιμη ενεργειακή τιμή, ενώ η ηλεκτροαρνητικότητα είναι μια σχετική κλίμακα που προκύπτει από διάφορες ιδιότητες.

Γιατί οι τιμές ηλεκτροαρνητικότητας μειώνονται προς τα κάτω σε μια ομάδα στον περιοδικό πίνακα;

Καθώς μετακινείστε προς τα κάτω σε μια ομάδα, τα άτομα γίνονται μεγαλύτερα επειδή έχουν περισσότερα ηλεκτρονικά κέλυφη. Αυτή η αυξημένη απόσταση μεταξύ του πυρήνα και των εξωτερικών ηλεκτρονίων έχει ως αποτέλεσμα μια πιο αδύναμη ελκτική δύναμη, μειώνοντας την ικανότητα του ατόμου να τραβά ηλεκτρόνια προς τον εαυτό του σε έναν δεσμό.

Αναφορές

1. Pauling, L. (1932). "Η Φύση του Χημικού Δεσμού. IV. Η Ενέργεια των Μονοπαθών και η Σχετική Ηλεκτροαρνητικότητα των Ατόμων." Journal of the American Chemical Society, 54(9), 3570-3582.

2. Allen, L. C. (1989). "Η ηλεκτροαρνητικότητα είναι η μέση ενέργεια ενός ηλεκτρονίου σθένους σε αδρανή άτομα." Journal of the American Chemical Society, 111(25), 9003-9014.

3. Allred, A. L., & Rochow, E. G. (1958). "Μια κλίμακα ηλεκτροαρνητικότητας βασισμένη στη ηλεκτροστατική δύναμη." Journal of Inorganic and Nuclear Chemistry, 5(4), 264-268.

4. Mulliken, R. S. (1934). "Μια Νέα Κλίμακα Ηλεκτροαρνητικότητας; Μαζί με Δεδομένα για Καταστάσεις Αξιοπιστίας και για Ενέργειες Ιονισμού και Προσφοράς Ηλεκτρονίων." The Journal of Chemical Physics, 2(11), 782-793.

5. Περιοδικός Πίνακας Στοιχείων. Βασιλική Εταιρεία Χημείας. https://www.rsc.org/periodic-table

6. Housecroft, C. E., & Sharpe, A. G. (2018). Ανόργανη Χημεία (5η έκδοση). Pearson.

7. Chang, R., & Goldsby, K. A. (2015). Χημεία (12η έκδοση). McGraw-Hill Education.

Δοκιμάστε σήμερα την εφαρμογή Electronegativity QuickCalc για να αποκτήσετε άμεσα πρόσβαση σε τιμές ηλεκτροαρνητικότητας για οποιοδήποτε στοιχείο στον περιοδικό πίνακα! Απλά εισάγετε ένα όνομα ή σύμβολο στοιχείου για να ξεκινήσετε.