Elektronegatyvumo skalės, variantai, naudingumas ir pavyzdžiai



The elektronegatyvumas yra santykinė periodinė nuosavybė, susijusi su atomo gebėjimu pritraukti elektroninį tankį iš savo molekulinės aplinkos. Atomo tendencija pritraukti elektronus, kai ji yra prijungta prie molekulės. Tai atsispindi daugelio junginių elgesyje ir kaip jie tarpusavyje sąveikauja tarpusavyje.

Ne visi elementai vienodo dydžio pritraukia elektronus iš gretimų atomų. Tiems, kurie lengvai perduoda elektroninį tankį, sakoma, kad jie yra elektropozityvus, o tie, kurie „padengia“ elektronus, yra elektronegatyvus. Yra daug būdų paaiškinti ir stebėti šią savybę (ar koncepciją).

Pavyzdžiui, molekulių elektrostatinio potencialo žemėlapiuose (pvz., Chloro dioksidas aukščiau esančiame paveikslėlyje, ClO)2) stebimas skirtingų elektronegatyvių poveikis chloro ir deguonies atomai.

Raudona spalva nurodo molekulės elektronų turtingus regionus, δ-, ir mėlyną spalvą, kuri yra elektronų prasta, δ +. Taigi, po skaičiavimo skaičiavimų, galima nustatyti tokio tipo žemėlapius; daugelis jų rodo tiesioginį ryšį tarp elektronegatyvių atomų ir δ-.

Jis taip pat gali būti vizualizuojamas taip: molekulės viduje elektronų tranzitas yra labiau tikėtinas šalia daugiau elektronegatyvių atomų. Būtent dėl ​​šios priežasties tai yra ClO2 deguonies atomai (raudoni rutuliai) yra apsupti raudonu debesiu, o mėlynojo debesies chloro atomas (žaliasis rutulys).

Elektronegatyvumo apibrėžimas priklauso nuo šio reiškinio požiūrio, egzistuojančių kelių skalių, kurios ją vertina iš tam tikrų aspektų. Vis dėlto visos svarstyklės turi bendrą, kad jas palaiko vidinis atomų pobūdis.

Indeksas

  • 1 Elektronegatyvumo skalės
    • 1.1 Paulingo skalė
    • 1.2 Mulliken skalė
    • 1.3 A.L. Allred ir E.Rochow
  • 2 Kaip periodiškai reguliuojamoje lentelėje skiriasi elektronegatyvumas?
    • 2.1. Atomas molekulėje
  • 3 Kas tai yra??
  • 4 Pavyzdžiai (chloras, deguonis, natris, fluoras)
  • 5 Nuorodos

Elektronegatyvumo skalės

Elektronegatyvumas nėra turtas, kuris gali būti kiekybiškai įvertintas ir neturi absoliučių verčių. Kodėl? Kadangi atomo tendencija pritraukti elektroninį tankį visuose junginiuose nėra vienoda. Kitaip tariant, elektronegatyvumas priklauso nuo molekulės.

Taip ClO molekulei2 Cl atomas pakeis tą, kuris yra N, o taip pat pasikeis O tendencija pritraukti elektronus; tai gali padidinti (sumažinti debesį) arba sumažinti (prarasti spalvą). Skirtumas susidarytų suformuota nauja N-O jungtis, todėl turi molekulę O-N-O (azoto dioksidas, NO2).

Kadangi atomo elektronegatyvumas ne visose molekulinėse aplinkose yra vienodas, būtina jį apibrėžti pagal kitus kintamuosius. Tokiu būdu mes turime vertes, kurios tarnauja kaip nuoroda ir kurios leidžia mums prognozuoti, pvz., Formuojamą ryšį (joninį arba kovalentinį).

Paulingo skalė

Didysis mokslininkas ir dviejų Nobelio prizų laimėtojas, Linus Pauling, 1932 m. Pasiūlė kiekybinę (išmatuojamą) elektronegatyvo formą, vadinamą Paulingo skale. Jame dviejų elementų, A ir B, formuojančių jungčių, elektronegatyvumas buvo susijęs su papildoma energija, susijusia su A-B jungties joniniu pobūdžiu..

Kaip tai yra? Teoriškai kovalentinės obligacijos yra stabiliausios, nes jų elektronų pasiskirstymas tarp dviejų atomų yra teisingas; tai yra, A-A ir B-B molekulėms, abu atomai turi tokį patį ryšį su elektronų pora. Tačiau, jei A yra labiau elektroninis, tada ši pora bus didesnė nei A.

Tokiu atveju A-B nebėra visiškai kovalentinis, nors jei jo elektronegatyvos labai nesiskiria, galima teigti, kad jo ryšys turi didelį kovalentinį pobūdį. Kai taip atsitinka, ryšys patiria nedidelį nestabilumą ir įgyja papildomą energiją kaip elektregatyvumo skirtumo tarp A ir B rezultatas..

Kuo didesnis šis skirtumas, tuo didesnė jungties A-B galia, taigi, kuo didesnė jungties joninė charakteristika.

Ši skalė yra chemijoje labiausiai naudojama, o elektronegatyvių reikšmės atsirado iš fluoro atomo vertės priskyrimo 4. Iš ten jie galėjo apskaičiuoti kitus elementus.

Mulliken skalė

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

Taigi elementas su didelėmis EI ir AE reikšmėmis yra labai elektronegatyvus, todėl jis pritraukia elektronus iš molekulinės aplinkos.

Kodėl? Kadangi EI atspindi, kaip sunku „ištraukti“ išorinį elektroną, ir AE, kaip stabilus yra anijonas, susidarantis dujų fazėje. Jei abi savybės yra didelės, tuomet elementas yra elektronų meilužis.

Mullikeno elektronegatyvumas apskaičiuojamas pagal šią formulę:

ΧM = ½ (EI + AE)

Tai yra, χM yra lygi vidutinei EI ir AE vertei.

Tačiau, skirtingai nuo Paulingo skalės, kuri priklauso nuo to, kurie atomai sudaro obligacijas, jis yra susijęs su valentinės būsenos savybėmis (su stabilesnėmis elektroninėmis konfigūracijomis)..

Abi skalės sukuria panašias elementų elektronegatyvumo vertes ir yra maždaug susijusios su toliau pateiktu pertvarkymu:

ΧP = 1,35 (ΧM)1/2 - 1.37

Abu XM kaip XP jos yra dimensijos; tai yra, jiems trūksta vienetų.

A.L. Allred ir E.Rochow

Yra ir kitų elektronegatūros skalių, tokių kaip Sandersonas ir Allenas. Tačiau tas, kuris seka pirmuosius du, yra Allred ir Rochow skalė (χAR). Šį kartą jis yra pagrįstas efektyviu branduolinio krūvio ir elektronų patyrimu atomų paviršiuje. Todėl jis yra tiesiogiai susijęs su patraukliu branduolio stiprumu ir ekrano efektu.

Kaip periodiškai reguliuojamoje lentelėje skiriasi elektronegatyvumas?

Nepriklausomai nuo svarstyklių ar reikšmių, elektronegatyvumas per laikotarpį iš dešinės į kairę padidėja, o grupėse - iš apačios į viršų. Taigi jis didėja link viršutinio dešiniojo įstrižainės (neskaitant helio), kol jis atitinka fluorą.

Aukščiau esančiame paveikslėlyje galite pamatyti ką tik pasakyta. Paulingo elektronegatyvumai išreiškiami periodinėje lentelėje pagal ląstelių spalvas. Kadangi fluoras yra labiausiai elektronegatyvus, jis atitinka ryškesnę violetinę spalvą, tuo tarpu mažiau elektronegatyvių (arba elektropozityvių) tamsesnių spalvų.

Taip pat galima pastebėti, kad grupių vadovai (H, Be, B, C ir tt) turi šviesesnes spalvas ir kad, eidami per grupę, kiti elementai tampa tamsesni. Kodėl taip? Atsakymas vėl yra savybės EI, AE, Zef (efektyvus branduolinis krūvis) ir atominiame spindulyje.

Molekulėje esantis atomas

Individualūs atomai turi tikrą branduolinį krūvį Z ir išoriniai elektronai patiria efektyvų branduolinį krūvį dėl ekranavimo efekto.

Kai jis perkeliamas per tam tikrą laikotarpį, Zef didėja taip, kad atomo sutartys; tai yra, atominiai spinduliai per tam tikrą laikotarpį yra mažinami.

Tai reiškia, kad tuo metu, kai atomas susieja su kitu, elektronai "tekės" link atomo su didesniu Zef. Be to, tai suteikia sąsajai joninį požymį, jei yra ryškus elektronų polinkis eiti į atomą. Jei taip nėra, kalbame apie daugiausia kovalentinę obligaciją.

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

Kas tai yra??

Kas yra elektronegatyvumas? Iš esmės reikia nustatyti, ar dvejetainis junginys yra kovalentinis arba joninis. Kai elektronegatyvumo skirtumas yra labai aukštas (1,7 ar daugiau vienetų), sakoma, kad junginys yra joninis. Taip pat naudinga išskirti struktūrą, kurioje regionai gali būti turtingiausi elektronuose.

Iš čia galima prognozuoti, kokį mechanizmą ar reakciją gali atlikti junginys. Neturtinguose elektronų regionuose δ + yra įmanoma, kad neigiamo krūvio rūšys veikia tam tikru būdu; ir regionuose, kuriuose yra daug 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? Po fluorido, kuris yra labiausiai elektronegatyvus? Naudojant periodinę lentelę pastebima, kad natrio druska yra tamsiai violetinė, o deguonies ir chloro spalvos yra labai panašios..

Jo elektroninės normos vertės Paulingui, Mullikenui ir Allred-Rochow'ui:

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).

Atkreipkite dėmesį, kad, skaičiuojant reikšmes, pastebimas skirtumas tarp deguonies ir chloro negatyvumo.

Pagal Mulliken skalę, chloras yra labiau elektroninis nei deguonies, skirtingai nei Paulingas ir Allredas-Rochovas. Abiejų elementų elektronegatyvumo skirtumas dar labiau matomas naudojant Allred-Rochow skalę. Galiausiai, fluoras, nepriklausomai nuo pasirinktos skalės, yra labiausiai elektronegatyvus.

Todėl, kai molekulėje yra F atomas, tai reiškia, kad ryšys turi didelį joninį charakterį.

Nuorodos

  1. Shiver & Atkins. (2008). Neorganinė chemija (Ketvirtasis leidimas, 30 ir 44 puslapiai). Mc Graw kalnas.
  2. Jim Clark (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. Mark E. Tuckerman. (2011 m. Lapkričio 5 d.). Elektronegatyvumo skalė. Paimta iš: nyu.edu
  5. Vikipedija. (2018). Elektronegatyvumas Paimta iš: en.wikipedia.org