POLINGA SKALA: ELEKTRONEGATIVITĀTE UN ENERĢIJAS ATŠĶIRĪBA - ĶĪMIJA - 2025

Pauling skala ir patvaļīgs skalu, ko izmanto ķīmijā, lai paustu Elektronegativitāte elementu. To definē kā noteikta atoma tendenci piesaistīt elektronus, kad tas apvienojas ar citu atomu.

Šajā ziņā elementiem ar augstu elektronegativitāti ir tendence viegli iegūt elektronus. Tie ir nemetāli, savukārt no mazāk elektronegatīviem elementiem, piemēram, metāliem, ir vieglāk atteikties no elektroniem.

1. attēls. Avots: Wikimedia Commons.

Tāpēc, zinot elementa elektronegativitāti, rodas priekšstats par saites tipu, kuru tas spēj veidot, apvienojot ar citu. To vēlāk redzēsim ar skaitlisku piemēru.

Izmantojot šo informāciju, var paredzēt daudzas no savienojuma īpašībām, kas ir ļoti noderīgi eksperimentālajā ķīmijā un materiālu zinātnē, kur pastāvīgi tiek veidoti jauni savienojumi.

Tomēr ir ērti precizēt, ka, neskatoties uz to, cik tas ir svarīgi, nav vienota paņēmiena, kā noteikt elektronegativitāti; Polainga skala ir tikai viens no daudzajiem piedāvātajiem veidiem, kā to atrast, kaut arī tā ir viena no visvairāk izmantotajām.

Faktiski Polainga ir patvaļīga skala, kurā periodiskās tabulas katram elementam tiek piešķirta skaitliska vērtība, kas atspoguļo tā elektronegativitāti. Mēs to redzam 1. attēlā, kur mums ir katra elementa elektronegativitāte, kā ap 1939. gadu piešķīris divreizējais Nobela prēmijas laureāts Linuss Paulings (1901–1994).

Elementu elektronegativitāte

Pauling kopā ar Don M. Yost empīriski atrada elektronegativitātes vērtības, izmantojot eksperimentālos datus, kas iegūti, izmērot saišu enerģijas.

Paulings piešķīra elementam fluors - virs un pa labi no 1. attēla tabulas - vislielākā elektronegativitāte ar skaitli 4.0. Tātad, kad fluors veido saites, tam ir vislielākā tendence piesaistīt visu elementu elektronus.

Otrais ir skābeklis ar 3,5 un trešais ir slāpeklis ar 3,0. Abi atrodas galda augšpusē un pa labi.

No otras puses, pretējā galējībā vismazāk elektronegatīvais elements ir cēzijs, kura simbols ir Cs, kas atrodas pa kreisi no tabulas un kuram Paulings piešķīra skaitli 0.7.

Elektronegativitāte periodiskajā tabulā

Kopumā un kā redzams 1. attēlā elektronegativitāte un jonizācijas enerģija periodiskajā tabulā palielinās no kreisās uz labo pusi. Kopējā tendence norāda arī uz kritumu, pārvietojoties augšup un lejup.

Tāpēc mums tabulas augšējā labajā stūrī būs visvairāk elektronegatīvo elementu: fluors, skābeklis, hlors, slāpeklis. Kreisajā pusē ir vismazāk elektronegatīvs - vai, ja vēlaties, - visvairāk elektropozitīvs: litijs, nātrijs, kālijs un citi 1. grupas elementi - kolonna galējā kreisajā pusē, kas atbilst sārmiem un sārmzemju metāliem.

Katrā kolonnā elektronegativitāte samazinās, palielinoties elementa atomu skaitam, izņemot centrā esošos pārejas metālus, kas neatbilst šai tendencei.

Svarīgi atzīmēt, ka elektronegativitāte ir relatīva, tā nav katra elementa nemainīga īpašība, un to mēra tikai attiecībā pret citiem elementiem. Tas ir ļoti atkarīgs no oksidācijas stāvokļa, tāpēc vienam un tam pašam elementam var būt atšķirīga elektronegativitāte atkarībā no tā, kāda veida savienojumu tas veido.

Saistošās enerģijas atšķirība

2. attēls. Amerikāņu ķīmiķis Linuss Paulings 1955. gadā. Avots: Wikimedia Commons.

Ķīmijā saite ir veids, kā vienādi vai dažādi atomi savienojas, veidojot molekulas. Spēki parādās starp atomiem, kas stabilā veidā tur tos kopā.

Pastāv vairāki saišu veidi, taču šeit tiek apskatīti divi:

-Kovalents, kurā līdzīgu elektronegativitāšu atomi dalās ar elektronu pāri.

-Jonu, bieži starp atomiem ar atšķirīgu elektronegativitāti, kuros dominē elektrostatiskā pievilcība.

Pieņemsim, ka divi elementi A un B var veidot molekulas savā starpā, apzīmētas kā AA un BB. Un tie arī spēj savienoties, lai veidotu AB savienojumu, izmantojot kaut kādas saites.

Pateicoties starpmolekulāro spēku līdzdalībai, savienojumā ir enerģija. Piemēram, enerģija saitē AA ir E _AA, saitē BB tā ir EBB un visbeidzot savienojumā AB tā ir E _AB .

Ja AB molekulu veidoja kovalenta saite, teorētiski saites enerģija ir vidējā enerģija E _AA un E _BB :

E _AB = ½ (E _AA + E _BB )

Paulings aprēķināja E _AB dažādiem savienojumiem, izmērīja to eksperimentāli un noteica atšķirību starp abām vērtībām, kuras viņš nosauca Δ:

Δ = - (E _AB ) izmērīts - (E _AB ) teorētiski = = - (E _AB ) izmērīts - ½ (E _AA + E _BB ) -

Polings sprieda šādi: ja Δ ir ļoti tuvu 0, tas nozīmē, ka abu elementu elektronegativitātes ir līdzīgas un saite, kas tiem pievienojas, ir kovalenta. Bet, ja Δ nav mazs, tad saite starp A un B nav tīra kovalenta.

Jo lielāka ir absolūtā Δ vērtība, jo lielāka ir atšķirība starp elementu A un B elektronegativitāti, un tāpēc saite, kas tiem pievienojas, būs jonu tipa. Vēlāk lasītājs atradīs piemēru, kurā, aprēķinot Δ, ir iespējams noteikt savienojuma saites veidu.

Elektronegativitātes vienādojumi

Pieņemot, ka enerģiju atšķirība ir signāls, kas atšķir saites raksturu, Paulings veica daudzus eksperimentus, kuru rezultātā viņš izveidoja empīrisku izteiksmi divu elementu A un B, kas veido molekulu, relatīvajām elektronegativitātēm.

Apzīmējot šo elektronegativitāti kā χ (grieķu burts "chi"), Paulings definēja Δ šādi:

f ² Δ = ²

χ (A) - χ (B) = f√Δ = 0,102√Δ

Ņemiet vērā, ka Δ ir pozitīvs lielums. Koeficients f = 0,102, kas parādās, reizinot Δ kvadrātsakni, ir konversijas koeficients starp kJ (kilodžouliem) un eV (elektronvolts), abām enerģijas vienībām.

Ja tā vietā tiek izmantotas kilokalorijas un elektronvolti, elektronegativitātes starpību izsaka ar līdzīgu formulu, bet ar f = 0,208:

χ (A) - χ (B) = 0,208√Δ

Paulings sāka ar ūdeņraža vērtības piešķiršanu 2,1, iepriekšējo vērtību, kuru ieguva ķīmiķis Roberts Mullikens. Viņš izvēlējās šo elementu par savu sākumpunktu, jo tas veido kovalentās saites ar daudziem citiem.

Izmantojot iepriekšējo vienādojumu, viņš turpināja piešķirt relatīvās vērtības pārējiem elementiem. Tādējādi viņš saprata, ka elektronegativitāte palielinās, periodiskajā tabulā pārvietojoties no kreisās uz labo un no augšas uz leju, kā aprakstīts iepriekšējā sadaļā.

Piemērs

Zemāk ir elementu saraksts: N, J, Y un M un to attiecīgās elektronegativitātes Χ pēc Polainga skalas:

- N : Χ = 4,0

- J : Χ = 1,5

- J : Χ = 0,9

- M : Χ = 1,6

Starp šādiem savienojumiem, kas izveidoti ar viņiem:

YJ, YN, MN un JM

Norādiet to, kuram ir visaugstākais jonu raksturs, un to, kura daba ir kovalenta. Norādiet atbildes iemeslu.

Risinājums

Saskaņā ar Paulinga noteiktajiem kritērijiem savienojums ar visaugstāko jonu raksturu būs tas, kuram būs vislielākā atšķirība starp elektronegativitātēm un līdz ar to lielāka Δ vērtība. No savas puses savienojums ar vismazāko enerģijas atšķirību ir tas, kuram ir kovalenta saite.

Tad mēs aprēķināsim, cik daudz Δ ir vērts katram savienojumam:

Salikts YJ

Δ = ² = (0,9 - 1,5) ² = 0,36

Salikts YN

Δ = ² = (0,9 - 4,0) ² = 9,61

Saliktais MN

Δ = ² = (1,6 - 4,0) ² = 5,76

Saliktais JM

Δ = ² = (1,5 - 1,6) ² = 0,01

No iepriekšminētajiem rezultātiem ir skaidrs, ka jonu savienojums ir YN, kura Δ = 9,61, bet kovalentais savienojums ir JM, ar Δ = 0,01.

Atsauces

1. Ķīmija Libretexts. Pāvila elektronegativitāte. Atgūts no: chem.libretexts.org.
2. IUPAC zelta grāmata. Elektronegativitāte. Atgūts no: goldbook.iupac.org.
3. Salas-Banuet, G. Neizpratne par elektronegativitāti. Atgūts no: scielo.org.
4. Zinātniskie teksti. Elektronegativitāte. Atgūts no: textchemicalos.com.
5. Vittens, K. 2010. Ķīmija. 9. Ed. Brooks / Kols. Cengage mācīšanās.
6. Wikipedia. Kovalentā saite. Atgūts no: es.wikipedia.org.
7. Wikipedia. Jonu saite. Atgūts no: es.wikipedia.org.