ELEKTRONEGATIVITĀTE: MĒROGI, VARIĀCIJAS, LIETDERĪBA UN PIEMĒRI - ĶĪMIJA - 2025

Elektronegativitāte ir periodiska īpašums radinieks par spēju atoma piesaistīt elektronu blīvumu tās molekulāro vidē. Tā ir atoma tendence piesaistīt elektronus, kad tas ir pievienots molekulai. Tas atspoguļojas daudzu savienojumu uzvedībā un to, kā tie savstarpēji mijiedarbojas.

Ne visi elementi vienā un tajā pašā pakāpē piesaista elektronus no blakus esošajiem atomiem. Tiem, kas viegli atsakās no elektronu blīvuma, tiek uzskatīts, ka tie ir elektropozitīvi, savukārt tie, kas ir "pārklāti" ar elektroniem, ir elektronegatīvi. Ir daudz veidu, kā izskaidrot un novērot šo īpašību (vai jēdzienu).

Avots: Wikipedia Commons.

Piemēram, molekulas elektrostatiskās potenciāla kartēs (piemēram, hlora dioksīda attēlā iepriekš, ClO ₂ ) hlora un skābekļa atomiem tiek novērota dažādu elektronegativitāšu ietekme.

Sarkanā krāsa apzīmē molekulām, kas bagāti ar elektroniem, δ-, un zilā krāsa norāda tos, kuri ir slikti ar elektroniem, δ +. Tādējādi pēc skaitlisko aprēķinu sērijas var izveidot šāda veida karti; daudzi no tiem parāda tiešu saistību starp elektronegatīvo atomu atrašanās vietu un δ-.

To var vizualizēt arī šādi: molekulā elektronu tranzīts, visticamāk, notiks visvairāk elektronegatīvo atomu tuvumā. Tieši šī iemesla dēļ ClO ₂ skābekļa atomus (sarkanās sfēras) ieskauj sarkans mākonis, bet hlora atomu (zaļā sfēra) - zilgans mākonis.

Elektronegativitātes definīcija ir atkarīga no pieejas, kas tiek pievērsta parādībai, ir vairākas skalas, kas to ņem vērā no dažiem aspektiem. Tomēr visiem svariem ir kopīgs, ka tos atbalsta atomu raksturīgais raksturs.

Elektronegatīvās skalas

Elektronegativitāte nav īpašība, ko var aprēķināt, kā arī tai nav absolūtu vērtību. Kāpēc? Tā kā atoma tendence piesaistīt elektronu blīvumu pret to nav visos savienojumos. Citiem vārdiem sakot: elektronegativitāte mainās atkarībā no molekulas.

Ja attiecībā uz ClO ₂ molekulu Cl atoms tiktu apmainīts pret N atomu, tad mainītos arī O tendence piesaistīt elektronus; tas var palielināties (padarīt mākoni sarkanāku) vai samazināties (zaudēt krāsu). Atšķirība slēpjas jaunajā veidotajā NO saitē, tādējādi iegūstot ONO molekulu (slāpekļa dioksīds, NO ₂ ).

Tā kā atoma elektronegativitāte nav vienāda visā tā molekulārajā vidē, tas jādefinē citu mainīgo izteiksmē. Tādā veidā mums ir vērtības, kuras kalpo par atskaites punktu un ļauj prognozēt, piemēram, izveidotās saites veidu (jonu vai kovalentu).

Poļu skala

Lielais zinātnieks un divu Nobela prēmiju ieguvējs Linuss Paulings 1932. gadā ierosināja kvantitatīvu (izmērāmu) elektronegatīva formu, kas pazīstama kā Polainga skala. Tajā divu elementu, A un B, kas veido saites, elektronegativitāte bija saistīta ar papildu enerģiju, kas saistīta ar AB saites jonu raksturu.

Kā tas ir? Teorētiski kovalentās saites ir visstabilākās, jo to elektronu sadalījums starp diviem atomiem ir taisnīgs; tas ir, molekulām AA un BB abi atomi dalās saites elektronu pārī vienādi. Tomēr, ja A ir vairāk elektronegatīvs, tad šis pāris būs vairāk no A, nevis no B.

Tādā gadījumā AB vairs nav pilnīgi kovalents, lai gan, ja tā elektronegativitāte daudz neatšķiras, var teikt, ka tā saitei ir augsts kovalentais raksturs. Kad tas notiek, saite piedzīvo nelielu nestabilitāti un iegūst papildu enerģiju kā elektronegativitātes starpības starp A un B rezultātu.

Jo lielāka šī atšķirība, jo lielāka ir AB saites enerģija, un līdz ar to jo lielāks ir šīs saites joniskais raksturs.

Šī skala ir visplašāk izmantotā ķīmijā, un elektronegativitātes vērtības radās, piešķirot fluora atomam 4 vērtību. Pēc tam viņi varēja aprēķināt pārējo elementu vērtību.

Mullikena skala

Kamēr Pāvila skala ir saistīta ar enerģiju, kas saistīta ar saitēm, Roberta Mullikena skala ir vairāk saistīta ar divām citām periodiskām īpašībām: jonizācijas enerģiju (EI) un elektronu afinitāti (AE).

Tādējādi elements ar augstām EI un AE vērtībām ir ļoti elektronegatīvs, tāpēc piesaistīs elektronus no savas molekulārās vides.

Kāpēc? Tā kā EI atspoguļo to, cik grūti ir no tā “noraut” ārēju elektronu, un AE, cik stabils veidojas anjons gāzes fāzē. Ja abām īpašībām ir liels stiprums, tad elements ir elektronu "mīļākais".

Mulliken elektronegativitātes tiek aprēķinātas pēc šādas formulas:

Χ _M = ½ (EI + AE)

Tas ir, χ _M ir vienāds ar EI un AE vidējo vērtību.

Tomēr atšķirībā no Polainga skalas, kas ir atkarīga no tā, kuri atomi veido saites, tas ir saistīts ar valences stāvokļa īpašībām (ar visstabilākajām elektroniskajām konfigurācijām).

Abas skalas ģenerē līdzīgas elementu elektronegativitātes vērtības un ir aptuveni saistītas ar šādu pārveidi:

Χ _P = 1,35 (Χ _M ) ^1/2 - 1,37

Gan X _M, gan X _P ir bezizmēra vērtības; tas ir, viņiem trūkst vienību.

AL Allred un E. Rochow skala

Ir arī citas elektronegatīvās skalas, piemēram, Sandersona un Allena skalas. Tomēr viens, kas seko pirmajiem diviem, ir Allred un Rochow skala (χ _AR ). Šoreiz tas ir balstīts uz efektīvo kodola lādiņu, ko elektrons izjūt uz atomu virsmas. Tāpēc tas ir tieši saistīts ar serdes pievilcīgo spēku un ekrāna efektu.

Kā periodiskajā tabulā mainās elektronegativitāte?

Avots: Bartux vietnē nl.wikipedia.

Neatkarīgi no jūsu skalas vai vērtībām elektronegativitāte periodiski palielinās no labās uz kreiso un grupās no apakšas uz augšu. Tādējādi tas palielinās pa labi augšējo diagonāli (neskaitot hēliju), līdz tas sastopas ar fluoru.

Iepriekš redzamajā attēlā varat redzēt nupat teikto. Periodiskajā tabulā Polainga elektronegativitātes ir izteiktas kā šūnu krāsu funkcija. Tā kā fluors ir visvairāk elektronegatīvs, tam ir redzamāka purpursarkanā krāsa, savukārt vismazāk elektronegatīvās (vai elektropozitīvās) tumšākās krāsas.

Tāpat var novērot, ka grupu (H, Be, B, C utt.) Galvām ir gaišākas krāsas un, kad viena nolaižas cauri grupai, pārējie elementi kļūst tumšāki. Par ko ir runa? Atkal atbilde ir gan īpašībās EI, AE, Zef (efektīva kodola lādiņš), gan atoma rādiusā.

Atoms molekulā

Atsevišķiem atomiem ir reāla kodola lādiņa Z, un ārējie elektroni no ekranēšanas efekta cieš efektīvu kodola lādiņu.

Laikam ejot, Zefs palielinās tā, ka atoms sašaurinās; tas ir, noteiktā laika posmā tiek samazināti atomu rādiusi.

Tam ir sekas, ka, sasaistot vienu atomu ar citu, elektroni “plūst” pret atomu ar augstāko Zefu. Tas arī piešķir jonam raksturu, ja elektroniem ir izteikta tendence iet uz atomu. Ja tas tā nav, tad mēs runājam par pārsvarā kovalento saiti.

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

Kam tas domāts?

Kam paredzēta elektronegativitāte? Principā, lai noteiktu, vai binārais savienojums ir kovalents vai jonisks. Ja elektronegativitātes starpība ir ļoti liela (ar ātrumu 1,7 vienības vai vairāk), savienojums tiek uzskatīts par jonu. Tas ir noderīgi arī struktūras iezīmēšanai, kuri reģioni, iespējams, būs bagātāki ar elektroniem.

Pēc tam var paredzēt, kāds mehānisms vai reakcija savienojumam var notikt. Elektronos nabadzīgos reģionos δ + negatīvi lādētas sugas var darboties noteiktā veidā; un reģionos, kas bagāti ar elektroniem, to atomi var mijiedarboties ļoti specifiski ar citām molekulām (dipola-dipola mijiedarbība).

Piemēri (hlors, skābeklis, nātrijs, fluors)

Kādas ir hlora, skābekļa, nātrija un fluora atomu elektronegatīvās vērtības? Pēc fluora, kurš ir visvairāk elektronegatīvs? Izmantojot periodisko tabulu, tiek novērots, ka nātrijam ir tumši violeta krāsa, savukārt skābekļa un hlora krāsas vizuāli ir ļoti līdzīgas.

Tās elektronegatīvās vērtības Polainga, Mullikena un Allred-Rochow skalai ir:

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

Vai (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 negatīvām vērtībām.

Saskaņā ar Mullikena skalu, pretēji Paulinga un Allred-Rochow skalai, hlors ir vairāk elektronegatīvs nekā skābeklis. Elektronegativitātes atšķirība starp diviem elementiem ir vēl skaidrāka, izmantojot Allred-Rochow skalu. Visbeidzot, fluors neatkarīgi no izvēlētās skalas ir visvairāk elektronegatīvs.

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

Atsauces

1. Šiveris un Atkins. (2008). Neorganiskā ķīmija. (Ceturtais izdevums. 30. un 44. lpp.). Mc Graw Hill.
2. Džims Klarks. (2000). Elektronegativitāte. Paņemts no: chemguide.co.uk
3. Anne Marie Helmenstine, Ph.D. (2017. gada 11. decembris). Elektronegativitātes definīcija un piemēri. Paņemts no: domaco.com
4. Marks E. Tuckermans. (2011. gada 5. novembris). Elektronegativitātes skala. Nākts no: nyu.edu
5. Wikipedia. (2018). Elektronegativitāte. Iegūts no: es.wikipedia.org