Elektronegativitātes skalas, variācijas, lietderība un piemēri



The elektronegativitāte ir relatīvs periodisks īpašums, kas attiecas uz atoma spēju piesaistīt elektronisko blīvumu no tās molekulārās vides. Atoms ir tendence piesaistīt elektronus, kad tie ir pievienoti molekulai. Tas atspoguļojas daudzu savienojumu uzvedībā un to savstarpējā mijiedarbībā.

Ne visi elementi vienādā mērā piesaista blakus esošos atomus. Attiecībā uz tiem, kas viegli nodod elektronisko blīvumu, tiek apgalvots, ka tie ir elektropozitīvs, kamēr tie, kas "sedz" ar elektroniem, ir elektronegatīvs. Ir daudz veidu, kā izskaidrot un ievērot šo īpašumu (vai jēdzienu).

Piemēram, molekulu elektrostatisko potenciālu kartēs (piemēram, hlora dioksīds iepriekš attēlā, ClO)2) tiek novērota dažādu elektronegativitāti ietekme uz hlora un skābekļa atomiem.

Sarkanā krāsa norāda uz molekulas elektronu bagātajiem reģioniem, δ-, un zilo krāsu, kas ir elektronu slikti, δ +. Tādējādi pēc virknes skaitļošanas aprēķinu var izveidot šāda veida kartes; daudzas no tām parāda tiešu saikni starp elektronegatīvo atomu atrašanās vietu un δ-.

To var arī vizualizēt šādi: molekulā elektronu tranzīts biežāk notiek vairāk elektronegatīvu atomu tuvumā. Šā iemesla dēļ tas ir ClO2 skābekļa atomus (sarkanās sfēras) ieskauj sarkans mākonis, bet zilgana mākoņa hlora atoms (zaļā sfēra).

Elektronegativitātes definīcija ir atkarīga no pieejas, kas tiek dota šai parādībai, pastāvošiem vairākiem svariem, kas to ņem vērā no dažiem aspektiem. Tomēr visiem svariem ir kopīgs raksturs, ka tos atbalsta atomu būtība.

Indekss

  • 1 Elektronegativitātes skalas
    • 1.1. Pāvesta skala
    • 1.2 Mulliken skala
    • 1.3 A.L. Allred un E.Rochow
  • 2 Kā regulārajā tabulā atšķiras elektronegativitāte?
    • 2.1 Atoms molekulā
  • 3 Kas tas ir??
  • 4 Piemēri (hlora, skābekļa, nātrija, fluora)
  • 5 Atsauces

Elektronegativitātes skalas

Elektronegativitāte nav īpašums, ko var kvantitatīvi noteikt, un tam nav absolūtas vērtības. Kāpēc? Tā kā atoma tendence piesaistīt elektronisko blīvumu pret visiem savienojumiem nav vienāda. Citiem vārdiem sakot: elektronegativitāte atšķiras atkarībā no molekulas.

Jā, attiecībā uz ClO molekulu2 Cl atoms tiks mainīts ar N atomu, tad mainīsies arī O tendence piesaistīt elektronus; tas varētu palielināties (padarīt mākoni sarkanāku) vai samazināties (zaudēt krāsu). Atšķirība veidotos, veidojoties jaunajai N-O saitei, lai tādējādi būtu O-N-O molekula (slāpekļa dioksīds, NO2).

Tā kā atoma elektronegativitāte nav vienāda visām tās molekulārajām vidēm, ir nepieciešams to definēt citu mainīgo lielumu izteiksmē. Šādā veidā mums ir vērtības, kas kalpo kā atsauce un kas mums ļauj prognozēt, piemēram, veidoto savienojuma veidu (jonu vai kovalentu)..

Paulinga skala

Lielais zinātnieks un divu Nobela prēmiju ieguvējs, Linus Pauling, 1932. gadā ierosināja kvantitatīvu (izmērāmu) elektronegatīvas formu, kas pazīstama kā Paulinga skala. Tajā divu elementu, A un B, veidojošu saites, elektronegativitāte bija saistīta ar papildu enerģiju, kas saistīta ar A-B saiknes jonu raksturu..

Kā tas ir? Teorētiski kovalentās saites ir stabilākās, jo to elektronu sadalījums starp diviem atomiem ir taisnīgs; proti, A-A un B-B molekulām abiem atomiem ir vienāda saiknes elektronu pāris. Tomēr, ja A ir vairāk elektronegatīvs, tad šis pāris būs lielāks par A nekā B.

Tādā gadījumā A-B vairs nav pilnīgi kovalens, lai gan, ja tās elektronegativitāte neatšķiras, var teikt, ka tās saitei ir augsts kovalentais raksturs. Kad tas notiek, obligācija ir neliela nestabilitāte un iegūst papildu enerģiju kā elektronegativitātes starpību starp A un B.

Jo lielāka ir šī atšķirība, jo lielāks ir saiknes A-B spēks un līdz ar to lielāka saiknes jonu raksturs.

Šī skala ir visbiežāk izmantotā ķīmijā, un elektronegativitātes vērtības radušās, piesaistot vērtību fluora atomam 4. No turienes viņi varēja aprēķināt citus elementus.

Mulliken skala

Kaut arī Paulinga skala ir saistīta ar saitēm saistīto enerģiju, Roberta Mullikena skala ir saistīta ar divām citām periodiskām īpašībām: jonizācijas enerģiju (EI) un elektronisko afinitāti (AE).

Tādējādi elements ar augstu EI un AE vērtību ir ļoti elektronegatīvs, un tāpēc tas piesaista elektronus no molekulārās vides.

Kāpēc? Tā kā EI atspoguļo, cik grūti ir "izvilkt" ārējo elektronu, un AE, cik stabila ir anjons, kas veidojas gāzes fāzē. Ja abām īpašībām ir augsts lielums, tad elements ir elektronu mīļākais.

Mulliken elektronegativitāte tiek aprēķināta pēc šādas formulas:

ΧM = ½ (EI + AE)

Tas ir, χM ir vienāds ar EI un AE vidējo vērtību.

Tomēr atšķirībā no Paulinga skalas, kas ir atkarīgs no to, kuri atomi veido obligācijas, tas ir saistīts ar valences stāvokļa īpašībām (ar stabilākām elektroniskajām konfigurācijām).

Abas skalas rada līdzīgas elektronegativitātes vērtības elementiem un ir aptuveni saistītas ar šādu rekonstrukciju:

ΧP = 1,35 (ΧM)1/2 - 1.37

Abi XM kā XP tās ir bez dimensijas vērtības; tas ir, viņiem trūkst vienību.

A.L. Allred un E.Rochow

Ir arī citas elektronegativitātes skalas, piemēram, Sanderson un Allen. Tomēr tas, kas seko pirmajiem diviem, ir Allred un Rochow skala (χAR). Šoreiz tā ir balstīta uz efektīvu kodolmateriālu uzlādēšanu elektronu pieredzē uz atomu virsmas. Tāpēc tas ir tieši saistīts ar kodola pievilcību un ekrāna efektu.

Kā regulārajā tabulā atšķiras elektronegativitāte?

Neatkarīgi no svariem vai vērtībām, kas jums ir, elektronegativitāte palielinās no labās uz kreiso laiku uz laiku un no apakšas uz augšu grupās. Tādējādi tas palielinās augšējā labā diagonālā virzienā (neskaitot hēliju), līdz tas atbilst fluoram.

Augstāk redzamajā attēlā var redzēt, ko tikko teicis. Pāvila elektronegativitāti izsaka periodiskajā tabulā atbilstoši šūnu krāsām. Tā kā fluors ir visvairāk elektronegatīvs, tas atbilst redzamākai purpura krāsai, bet mazāk elektronegatīvām (vai elektropozitīvām) tumšākām krāsām.

Var novērot arī to, ka grupu vadītājiem (H, Be, B, C utt.) Ir krāsas vieglākas, un, kad jūs iet cauri grupai, pārējie elementi kļūst tumšāki. Kāpēc tas ir? Atbilde atkal ir īpašībām EI, AE, Zef (efektīva kodolmateriāla maksa) un atomu rādiusā.

Atoms molekulā

Atsevišķiem atomiem ir reāls kodolmateriāla lādiņš Z, un ārējie elektroni pasargā no efektīvas kodolmateriālu uzlādes sakarā ar aizsargājošo efektu.

Pārejot pa laiku, Zef palielinās tādā veidā, ka atoms tiek noslēgts; ti, atomu rādiusi tiek samazināti laika periodā.

Tas noved pie tā, ka brīdī, kad atoms tiek savienots ar citu, elektroni "plūst" uz atomu ar lielāku Zef. Tas arī dod saitei jonu raksturu, ja elektroniem ir tendence iet uz atomu. Ja tas tā nav, mēs runājam par galvenokārt kovalentu saiti.

Šī iemesla dēļ elektronegativitāte mainās atkarībā no atomu rādiusiem Zef, kas savukārt ir cieši saistīti ar EI un AE. Viss ir ķēde.

Kas tas ir??

Kas ir elektronegativitāte? Principā nosaka, vai binārais savienojums ir kovalens vai jonisks. Ja elektronegativitātes atšķirība ir ļoti augsta (ar ātrumu 1,7 vai vairāk), tiek uzskatīts, ka savienojums ir jonisks. Tāpat ir lietderīgi saskatīt struktūru, kurā reģioni, iespējams, būs bagātākie elektronos.

No šejienes var paredzēt, kādu mehānismu vai reakciju savienojums var iziet. Vājajos elektronu reģionos δ + ir iespējams, ka negatīvi lādētas sugas darbojas noteiktā veidā; un reģionos, kuros ir daudz elektronu, to atomi var ļoti specifiski mijiedarboties ar citām molekulām (dipola-dipola mijiedarbība)..

Piemēri (hlora, skābekļa, nātrija, fluora)

Kādas ir hlora, skābekļa, nātrija un fluora atomu elektronegativitātes vērtības? Pēc fluorīda, kas ir visvairāk elektronegatīvs? Izmantojot periodisko tabulu, novēro, ka nātrija krāsa ir tumši violeta, savukārt skābekļa un hlora krāsas ir vizuāli ļoti līdzīgas.

Tās vērtības elektronizācijas jomā Paulingam, Mullikenam un Allred-Rochow svariem ir:

Na (0,93, 1,21, 1,01).

O (3,44, 3,22, 3,50).

Cl (3,16, 3,54, 2,83).

F (3.98, 4.43, 4.10).

Ņemiet vērā, ka ar skaitliskajām vērtībām tiek novērota atšķirība starp skābekļa un hlora negativitāti.

Atbilstoši Mulliken mērogam, atšķirībā no Paulinga un Allreda-Ročova skalas, hlora ir vairāk elektronegatīva nekā skābeklis. Elektronegativitātes atšķirība starp abiem elementiem ir vēl izteiktāka, izmantojot Allred-Rochow skalu. Visbeidzot, fluors neatkarīgi no izvēlētās skalas ir visvairāk elektronegatīvs.

Tāpēc, ja molekulā ir F atoms, tas nozīmē, ka saitei ir augsts jonu raksturs.

Atsauces

  1. Shiver & Atkins. (2008). Neorganiskā ķīmija (Ceturtais izdevums., 30. un 44. lpp.). Mc Graw kalns.
  2. Jim Clark (2000). Elektronegativitāte. Ņemts no: chemguide.co.uk
  3. Anne Marie Helmenstine, Ph.D. (2017. gada 11. decembris). Elektronegativitātes definīcija un piemēri. Ņemts no: thinkco.com
  4. Mark E. Tuckerman. (2011. gada 5. novembris). Elektronegativitātes skala. Ņemts no: nyu.edu
  5. Vikipēdija. (2018). Elektronegativitāte Uzņemts no: en.wikipedia.org