ELEKTRONEGATYVUMAS: SKALĖS, KITIMAS, NAUDINGUMAS IR PAVYZDŽIAI - CHEMIJA - 2025

Elektroneigiamumas yra periodiškai objekto santykinės dėl atomo gebėjimą pritraukti elektronų tankis jų molekulinę aplinkoje. Tai yra atomo polinkis traukti elektronus, kai jis yra prijungtas prie molekulės. Tai atspindi daugelio junginių elgesys ir tai, kaip jie tarpusavyje sąveikauja tarpmolekuliniu būdu.

Ne visi elementai tuo pačiu laipsniu pritraukia elektronus iš gretimų atomų. Tiems, kurie lengvai atsisako elektronų tankio, sakoma, kad jie yra elektropozityvūs, tuo tarpu tie, kurie „padengia“ save elektronais, yra elektronegatyvūs. Yra daugybė būdų paaiškinti ir stebėti šią savybę (ar sąvoką).

Šaltinis: „Wikipedia Commons“.

Pvz., Elektrostatiniuose molekulės potencialo žemėlapiuose (kaip kad chloro dioksidas pateiktas aukščiau esančiame paveikslėlyje, ClO ₂ ) pastebimas skirtingo elektronegatyvumo poveikis chloro ir deguonies atomams.

Raudona spalva žymi molekulės, kurioje gausu elektronų, δ-, o mėlyna spalva žymi tas, kurių elektronai neturtingi, δ +. Taigi, atlikus daugybę skaičiavimų, galima nustatyti šio tipo žemėlapį; daugelis jų parodo tiesioginį ryšį tarp elektroneigiamų atomų vietos ir δ-.

Tai taip pat galima vizualizuoti taip: molekulės viduje elektronų tranzitas labiau tikėtinas šalia labiausiai elektronegatyvių atomų. Būtent dėl ​​šios priežasties ClO ₂ deguonies atomus (raudonas sferas) supa raudonas debesis, o chloro atomą (žalią sferą) - melsvas debesis.

Elektronegatyvumo apibrėžimas priklauso nuo požiūrio, kuris yra skiriamas reiškiniui, yra kelios skalės, nagrinėjančios jį tam tikrais aspektais. Tačiau visos skalės turi bendrą bruožą, kad jas palaiko vidinis atomų pobūdis.

Elektronegatyvumo skalės

Elektronegatyvumas nėra savybė, kurią galima įvertinti kiekybiškai, ir ji neturi absoliučių verčių. Kodėl? Nes atomo polinkis į jį pritraukti elektronų tankį nėra vienodas visuose junginiuose. Kitaip tariant: elektronegatyvumas skiriasi priklausomai nuo molekulės.

Jei, už ClO- ₂ molekulės, CL atomas buvo pakeisti kitu, N atomo, tada iš O tendencija pritraukti elektronai taip pat pakeisti; jis gali padidėti (debesis pasidaro raudonesnis) arba sumažėti (prarasti spalvą). Skirtumas bus susidaręs naujas NO ryšys, turintis ONO molekulę (azoto dioksidas, NO ₂ ).

Kadangi atomo elektronegatyvumas nėra vienodas visoje jo molekulinėje aplinkoje, būtina jį apibrėžti pagal kitus kintamuosius. Tokiu būdu mes turime vertes, kurios naudojamos kaip atskaitos taškas ir leidžiančios numatyti, pavyzdžiui, susidarančios jungties tipą (joninę ar kovalentinę).

Paulingo skalė

Puikus mokslininkas ir dviejų Nobelio premijų laureatas Linusas Paulingas 1932 m. Pasiūlė kiekybinę (išmatuojamą) elektronegatyvo formą, žinomą kaip Paulingo skalė. Jame dviejų elementų A ir B, sudarančių jungtis, elektronegatyvumas buvo susijęs su papildoma energija, susijusia su joninės jungties AB charakteriu.

Kaip tai? Teoriškai kovalentiniai ryšiai yra stabiliausi, nes jų elektronų pasiskirstymas tarp dviejų atomų yra tolygus; tai yra, molekulėms AA ir BB abu atomai vienodai dalijasi jungties elektronų pora. Tačiau, jei A yra labiau elektronegatyvus, tada ta pora bus daugiau iš A, o ne iš B.

Tokiu atveju AB nebėra visiškai kovalentinė, nors jei jos elektronegatyvumas labai nesiskiria, galima sakyti, kad jos jungtis turi aukštą kovalentinį pobūdį. Kai tai atsitiks, jungtis patiria nedidelį nestabilumą ir įgyja papildomos energijos kaip elektronegatyvumo skirtumo tarp A ir B sandauga.

Kuo didesnis šis skirtumas, tuo didesnė AB jungties energija, ir tuo didesnis šios jungties joninis pobūdis.

Ši skalė atspindi plačiausiai chemijoje naudojamą skalę, o elektronegatyvumo vertės atsirado priskiriant fluoro atomo vertę 4. Iš ten jie galėtų apskaičiuoti kitų elementų skaičių.

Mullikeno skalė

Nors Paulingo skalė yra susijusi su energija, susijusia su ryšiais, Roberto Mullikeno skalė labiau susijusi su dviem kitomis periodinėmis savybėmis: jonizacijos energija (EI) ir elektronų afinitetu (AE).

Taigi elementas, turintis aukštas EI ir AE reikšmes, yra labai elektroneigiamas, todėl pritrauks elektronus iš savo molekulinės aplinkos.

Kodėl? Nes EI atspindi, kaip sunku iš jo „atkabinti“ išorinį elektroną, o AE - tai, koks stabilus susidaręs anijonas yra dujų fazėje. Jei abi savybės turi didelį dydį, tada elementas yra elektronų „meilužis“.

Mulliken elektronegatyvumas apskaičiuojamas pagal šią formulę:

Χ _M = ½ (EI + AE)

Tai yra, χ _M yra lygus EI ir AE vidutinei vertei.

Tačiau skirtingai nuo Paulingo skalės, kuri priklauso nuo to, kokie atomai sudaro jungtis, ji yra susijusi su valentinės būsenos savybėmis (su stabiliausiomis elektroninėmis konfigūracijomis).

Abi skalės sukuria panašias elementų elektronegatyvumo reikšmes ir yra maždaug susijusios su tokiu konvertavimu:

Χ _P = 1,35 (Χ _M ) ^1/2 - 1,37

Tiek X _M, tiek X _P yra be matmenų vertės; tai yra, jiems trūksta vienetų.

AL Allred ir E. Rochow skalė

Yra ir kitų elektronegatyvumo skalių, tokių kaip Sandersono ir Alleno svarstyklės. Tačiau ta, kuri seka pirmuosius du, yra Allredo ir Rochowo skalė (χ _AR ). Šį kartą jis pagrįstas efektyviu branduolio krūviu, kurį elektronas patiria ant atomų paviršiaus. Todėl jis yra tiesiogiai susijęs su patrauklia šerdies jėga ir ekrano efektu.

Kaip periodinėje lentelėje skiriasi elektronegatyvumas?

Šaltinis: Bartux, nl.wikipedia.

Nepriklausomai nuo jūsų turimų skalių ar reikšmių, elektronegatyvumas tam tikrą laiką didėja iš dešinės į kairę, o grupėmis - iš apačios į viršų. Taigi jis padidėja link viršutinės dešinės įstrižainės (neskaičiuojant helio), kol susitiks su fluoru.

Aukščiau esančiame paveikslėlyje galite pamatyti ką tik pasakytą. Periodinėje lentelėje Paulingo elektronegatyvumas išreiškiamas kaip ląstelių spalvų funkcija. Kadangi fluoras yra labiausiai elektronegatyvus, jis turi ryškesnę purpurinę spalvą, o mažiausiai elektronegatyvios (arba elektropozityvios) tamsesnės spalvos.

Taip pat galima pastebėti, kad grupių (H, Be, B, C ir kt.) Galvos yra šviesesnių spalvų, o vienai nusileidus per grupę, kiti elementai tamsėja. Apie ką tai? Atsakymas vėlgi yra EI, AE, Zef (efektyvusis branduolinis krūvis) ir atominio spindulio savybės.

Atomas molekulėje

Atskiri atomai turi tikrąjį branduolinį krūvį Z, o išoriniai elektronai patiria efektyvų branduolinį krūvį nuo ekrano efekto.

Per tam tikrą laiką Zef padidėja taip, kad atomas susitraukia; y., atominis spindulys per tam tikrą laiką sumažėja.

Tai lemia, kad sujungiant vieną atomą su kitu, elektronai „tekės“ atomo link su aukščiausiu Zefu. Tai taip pat suteikia joniniam ryšiui ryšį, jei elektronai turi ryškų polinkį į atomą. Kai to nėra, tada mes kalbame apie kovalentinę jungtį.

Dėl šios priežasties elektronegatyvumas skiriasi priklausomai nuo atominio spindulio Zef, kurie savo ruožtu yra glaudžiai susiję su EI ir AE. Viskas yra grandinė.

Kam tai?

Kam skirtas elektronegatyvumas? Iš esmės norint nustatyti, ar dvejetainis junginys yra kovalentinis, ar joninis. Kai elektronegatyvumo skirtumas yra labai didelis (esant 1,7 vienetų ar didesniam greičiui), junginys laikomas joniniu. Tai taip pat naudinga norint išsiaiškinti struktūroje, kurie regionai gali būti turtingesni elektronų atžvilgiu.

Iš čia galima nuspėti, kokį mechanizmą ar reakciją junginys gali patirti. Regionuose, kuriuose nėra elektronų, δ +, neigiamai įkrautos rūšys gali veikti tam tikru būdu; ir regionuose, kuriuose gausu elektronų, jų atomai gali labai specifiškai sąveikauti su kitomis molekulėmis (dipolio-dipolio sąveika).

Pavyzdžiai (chloras, deguonis, natris, fluoras)

Kokios yra chloro, deguonies, natrio ir fluoro atomų elektronegatyvumo vertės? Kas po fluoro yra elektronegatyviausias? Naudojant periodinę lentelę pastebima, kad natris turi tamsiai violetinę spalvą, o deguonies ir chloro spalvos vizualiai yra labai panašios.

Jo Paulone, Mulliken ir Allred-Rochow svarstyklėms elektronegatyvumo vertės yra:

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

Arba (3.44, 3.22, 3.50).

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

F (3,98, 4,43, 4,10).

Atkreipkite dėmesį, kad esant skaitinėms vertėms pastebimas skirtumas tarp deguonies ir chloro neigiamumo.

Pagal Mullikeno skalę, priešingai nei Paulingo ir Allredo-Rochowo skalės, chloras yra labiau elektronegatyvus nei deguonis. Elektronegatyvumo skirtumas tarp dviejų elementų dar labiau išryškėja naudojant Allred-Rochow skalę. Ir galiausiai, nepaisant pasirinktos skalės, fluoras yra labiausiai elektroneigiamas.

Todėl, kai molekulėje yra F atomas, tai reiškia, kad jungtis turės aukštą jonų pobūdį.

Nuorodos

1. Šiveris ir Atkinsas. (2008). Neorganinė chemija. (Ketvirtasis leidimas. 30 ir 44 puslapiai). Mc Graw Hill.
2. Jimas Clarkas. (2000). Elektronegatyvumas. Paimta iš: chemguide.co.uk
3. Anne Marie Helmenstine, Ph.D. (2017 m. Gruodžio 11 d.). Elektronegatyvumo apibrėžimas ir pavyzdžiai. Paimta iš: thinkco.com
4. Markas E. Tuckermanas. (2011 m. Lapkričio 5 d.). Elektronegatyvumo skalė. Paimta iš: nyu.edu
5. Vikipedija. (2018 m.). Elektronegatyvumas. Paimta iš: es.wikipedia.org