Elektronegativitási skálák, variáció, hasznosság és példák

az elektronegativitási egy relatív időszakos tulajdonság, amely egy atom azon képességét érinti, hogy a molekuláris környezetből vonzza az elektronikus sűrűséget. Egy atom hajlamos vonzani az elektronokat, amikor egy molekulához kapcsolódik. Ez tükröződik számos vegyület viselkedésében és abban, hogy intermolekulárisan kölcsönhatásba lépnek egymással.

Nem minden elem vonzza a szomszédos atomok elektronjait egyenlő mértékben. Azok számára, akik könnyedén átadják az elektronikus sűrűséget, azt mondják, hogy vannak elektropozitív, míg azok, akik "magukkal" fedezik magukat az elektronokkal elektronegatív. Számos módja van ennek a tulajdonságnak (vagy fogalmának) magyarázatára és megfigyelésére.

Például egy molekula elektrosztatikus potenciáljának térképeiben (mint például a klórdioxid a fenti képen, ClO)₂) a különböző elektronegativitások hatása a klór- és oxigénatomokra figyelhető meg.

A piros szín jelzi a molekula elektron-gazdag régióit, δ-, és a kék színeket, amelyek elektronszegények, δ +. Így számítási számítások sorozata után ilyen típusú térképeket lehet létrehozni; sok közülük közvetlen kapcsolatot mutat az elektronegatív atomok és a 8 között-.

Az alábbiak szerint is láthatóvá válik: egy molekulán belül az elektronok tranzitja nagyobb valószínűséggel fordul elő több elektronegatív atom közelében. Éppen ezért a ClO₂ az oxigénatomokat (a vörös gömböket) egy piros felhő veszi körül, míg a kékes felhő klóratomja (a zöld gömb).

Az elektronegativitás meghatározása attól függ, hogy milyen megközelítést alkalmaznak a jelenségre, a meglévő számos skálát, amely bizonyos szempontból figyelembe veszi azt. Az összes skálának azonban közös az, hogy az atomok belső jellege támogatja őket.

index

• 1 Elektronegativitási skálák
  • 1.1 Pauling skála
  • 1.2 Mulliken skála
  • 1.3 A.L. Allred és E.Rochow
• 2 Hogyan változik az elektronegativitás a periodikus táblázatban?
  • 2.1 A molekula atomja
• 3 Mi az??
• 4 Példák (klór, oxigén, nátrium, fluor)
• 5 Referenciák

Elektronegativitási skálák

Az elektronegativitás nem olyan tulajdonság, amely számszerűsíthető, és nincs abszolút értéke. Miért? Mivel egy atom hajlamos arra, hogy az elektronikus sűrűség felé forduljon, nem azonos az összes vegyületben. Más szavakkal: az elektronegativitás a molekulától függően változik.

Igen, a ClO molekula esetében₂ a Cl atomját az N változása megváltoztatja, akkor az O vonzódása az elektronok vonzására is változik; ez növelheti (csökkentheti a felhőt) vagy csökkenhet (elveszítheti a színt). A különbség az új N-O kötésben lenne, így az O-N-O molekula (nitrogén-dioxid, NO)₂).

Mivel egy atom elektronegativitása nem minden molekuláris környezetben azonos, más változók alapján kell meghatározni. Ily módon olyan értékek vannak, amelyek referenciaként szolgálnak, és lehetővé teszik számunkra, hogy megjósoljuk például a kialakuló kötést (ionos vagy kovalens)..

Pauling skála

A két Nobel-díjas, Linus Pauling nagy tudósa és győztese 1932-ben javasolta az elektronegatív kvantitatív (mérhető) formáját, amelyet Pauling-skálának neveznek. Ebben a két elem, az A és B alkotó kötésű elektronegativitás az A-B kötés ionjellel kapcsolatos extra energiájához kapcsolódik..

Hogy van ez? Elméletileg a kovalens kötések a legstabilabbak, mivel elektronjaik eloszlása ​​két atom között méltányos; azaz az A-A és B-B molekulák esetében mindkét atom azonos módon osztja meg a kötés elektronpárját. Azonban, ha A több elektronegatív, akkor a pár több lesz, mint B.

Ebben az esetben az A-B már nem teljesen kovalens, bár ha az elektronegativitásai nem térnek el egymástól, akkor azt mondhatjuk, hogy a kötése magas kovalens karakterrel rendelkezik. Amikor ez megtörténik, a kötés kis instabilitáson megy keresztül és extra energiát szerez az A és B közötti elektronegativitás különbségének eredményeként..

Minél nagyobb ez a különbség, annál nagyobb az A-B összeköttetés ereje, és ennélfogva minél nagyobb a kapcsolat ionos jellege.

Ez a skála a kémia legelterjedtebb, és az elektronegativitások értékei a fluoratomhoz tartozó 4 érték hozzárendeléséből származnak. Innen kiszámíthatták a többi elemet.

Mulliken skála

Míg a Pauling-skála köze van a kapcsolatokhoz kapcsolódó energiához, Robert Mulliken skálája inkább két másik időszakos tulajdonsághoz kapcsolódik: az ionizációs energiához (EI) és az elektronikus affinitáshoz (AE)..

Tehát egy magas EI és AE értékű elem nagyon elektronegatív, és ezért molekuláris környezetéből vonzza az elektronokat.

Miért? Mivel az EI azt tükrözi, hogy milyen nehéz a külső elektront „húzni”, és az AE mennyire stabil a gázfázisban képződött anion. Ha mindkét tulajdonság nagy nagyságú, akkor az elem az elektronok "szeretője".

A Mulliken elektronegativitását a következő képlettel számítjuk ki:

Χ_M = ½ (EI + AE)

Vagyis, χ_M az EI és az AE átlagos értékével egyenlő.

Azonban, ellentétben a Pauling skálával, amely attól függ, hogy mely atomok kötnek, kötődik a valenciaállapot tulajdonságaihoz (stabilabb elektronikus konfigurációival).

Mindkét skála hasonló értékeket hoz létre az elemek elektronegativitásában, és hozzávetőlegesen az alábbi átalakításhoz kapcsolódik:

Χ_P = 1,35 (Χ_M)^1/2 - 1.37

Mindkettő X_M mint X_P méret nélküli értékek; vagyis nincsenek egységek.

A.L. Allred és E.Rochow

Vannak más elektregativitási skálák is, mint például Sanderson és Allen. Azonban az első kettőt követi Allred és Rochow (χ.) Skálája_AR). Ezúttal az atomok felszínén lévő, hatékony nukleáris töltésen alapul. Ezért közvetlenül kapcsolódik a mag vonzó erejéhez és a képernyő hatásához.

Hogyan változik az elektronegativitás a periodikus táblázatban?

Függetlenül attól, hogy milyen skála vagy érték van, az elektronegativitás jobbról balra növekszik egy időszakra, és alulról felfelé a csoportokban. Így a jobb felső átló (a hélium számítása nélkül) felé emelkedik, amíg meg nem felel a fluornak.

A fenti képen látható, hogy mit mondott. A Pauling elektronegativitásokat a periodikus táblázatban a sejtek színeinek megfelelően fejezzük ki. Mivel a fluor a legelektronegatívabb, ez egy szembetűnőbb lila színnek felel meg, míg a kevésbé elektronegatív (vagy elektropozitív) sötétebb színek.

Megfigyelhető továbbá, hogy a csoportok fejei (H, Be, B, C, stb.) Világosabbak a színekben, és ahogy a csoporton keresztül megyek, a többi elem sötétebb lesz. Miért van ez? A válasz ismét az EI, AE, Zef (hatékony nukleáris töltés) és az atom sugárban található.

A molekula atomja

Az egyéni atomoknak valódi nukleáris töltése van, és a külső elektronok az árnyékoló hatás miatt hatékony nukleáris töltést szenvednek.

Ahogy egy idő alatt mozog, a Zef oly módon növekszik, hogy az atomszerződések; azaz az atom sugarak egy idő alatt csökkentek.

Ez azt eredményezi, hogy az atomok egy másikhoz való kapcsolásának pillanatában az elektronok nagyobb Zef-vel fognak áramlani az atom felé. Ez is egy ionos karaktert ad a kapcsolatnak, ha az elektronok egy atom felé haladnak. Ha ez nem így van, akkor egy túlnyomórészt kovalens kötésről beszélünk.

Emiatt az elektronegativitás a Zef atomi sugárától függően változik, amely viszont szorosan kapcsolódik az EI-hez és az AE-hez. Minden egy lánc.

Mi az??

Mi az elektronegativitás? Elvileg annak meghatározása, hogy egy bináris vegyület kovalens vagy ionos. Ha az elektronegativitás nagyon magas (1,7 egység vagy annál nagyobb sebességgel), akkor a vegyület ionos. Hasonlóképpen hasznos olyan struktúrában is felismerni, hogy mely régiók lehetnek leggazdagabbak az elektronokban.

Innen megjósolható, hogy milyen mechanizmus vagy reakció léphet fel. Az elektronok szegény régióiban δ + lehetséges, hogy a negatív töltésű fajok bizonyos módon működnek; és elektronokban gazdag régiókban atomjaik nagyon specifikus módon kölcsönhatásba léphetnek más molekulákkal (dipol-dipol kölcsönhatások).

Példák (klór, oxigén, nátrium, fluor)

Melyek a klór-, oxigén-, nátrium- és fluoratomok elektronegativitásának értékei? A fluorid után, aki a legelektronegatívabb? A periódusos táblázat segítségével megfigyelhető, hogy a nátrium sötétlila színű, míg az oxigén és a klór színei vizuálisan nagyon hasonlóak..

A Pauling, a Mulliken és az Allred-Rochow skála elektronegativitásának értékei:

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).

Megjegyezzük, hogy a numerikus értékekkel az oxigén és a klór negatív tulajdonságai közötti különbség figyelhető meg.

A Mulliken-skála szerint a klór sokkal elektronegatívabb, mint az oxigén, ellentétben a Pauling és Allred-Rochow mérlegekkel. A két elem közötti elektronegativitás különbsége még nyilvánvalóbb az Allred-Rochow skálán. És végül, a fluor, a választott skálától függetlenül, a legelektronegatívabb.

Ezért, ha egy molekulában egy F atom van, azt jelenti, hogy a kötés magas ionjellel rendelkezik.

referenciák

1. Shiver & Atkins. (2008). Szervetlen kémia (Negyedik kiadás, 30. és 44. oldal). Mc Graw-hegy.
2. Jim Clark (2000). Elektronegativitás. Letöltve: chemguide.co.uk
3. Anne Marie Helmenstine, Ph.D. (2017. december 11.). Elektronegativitás meghatározás és példák. Szöveg: thinkco.com
4. Mark E. Tuckerman. (2011. november 5.). Elektronegativitás skála. Készült: nyu.edu
5. Wikipedia. (2018). Elektronegativitás. Készült: en.wikipedia.org