ELEKTRONEGATIVITÁS: SKÁLÁK, VARIÁCIÓ, HASZNOSSÁG ÉS PÉLDÁK - KÉMIA - 2026

Az elektronegativitás egy periódikus tulajdonság, amely egy atom azon képességére vonatkozik, hogy vonzza molekuláris környezetének elektronsűrűségét. Az atom hajlama vonzza az elektronokat, amikor egy molekulahoz kapcsolódik. Ez tükröződik sok vegyület viselkedésében és abban, hogy ezek miként molekulárisan kölcsönhatásba lépnek egymással.

Nem minden elem vonzza az elektronokat a szomszédos atomokból azonos mértékben. Azoknál, amelyek könnyen feladják az elektronsűrűséget, azt állítják, hogy elektropozitív, míg azok, amelyek "magukkal fedik" magukat elektronokkal, elektronegatívak. Ennek a tulajdonságnak (vagy fogalomnak) a magyarázata és megfigyelése számos módon lehetséges.

Forrás: Wikipedia Commons.

Például egy molekula elektrosztatikus potenciál térképén (mint például a fenti képen a klór-dioxid esetében a ClO ₂) a különféle elektronegativitások hatása figyelhető meg a klór- és az oxigénatomokra.

A piros szín a molekula elektronban gazdag régióit, δ-, a kék szín pedig azokat, amelyek elektronszegények, δ +. Így egy sor számítási számítás után meg lehet határozni az ilyen típusú térképet; sokan közvetlen kapcsolatot mutatnak az elektronegatív atomok elhelyezkedése és a δ-között.

Ez a következőképpen is megjeleníthető: egy molekulán belül az elektronok áthaladása nagyobb valószínűséggel a leginkább elektronegatív atomok közelében történik. Ez az oka, hogy a ClO ₂ az oxigén atomok (a piros gömbök) vannak körülvéve vörös felhő, míg a klóratom (a zöld gömb) kékes felhő.

Az elektronegativitás meghatározása attól a megközelítéstől függ, amelyet a jelenség kap, több skálán létezik, hogy bizonyos szempontból figyelembe veszi. Az összes skála azonban közös, hogy az atomok belső jellege támogatja őket.

Elektronegativitási skálák

Az elektronegativitás nem számszerűsíthető tulajdonság, és abszolút értéke sem rendelkezik. Miért? Mivel egy atom hajlama vonzani az elektron sűrűségét az irányába, nem azonos az összes vegyületben. Más szavakkal: az elektronegativitás a molekulától függően változik.

Ha a CIO ₂ -molekula, a Cl atom cseréltük a nitrogénatommal, akkor az a tendencia, O, hogy vonzzák elektronok is változtatni; növekedhet (redőnyé válhat a felhő), vagy csökkent (szín elvesztése). A különbség az emlék az új NO kötés képződik, miután így a ONO molekulát (nitrogén-dioxid, NO ₂).

Mivel egy atom elektronegativitása nem azonos molekuláris környezetében, ezért meg kell határozni más változók alapján. Ilyen módon olyan értékekkel rendelkezünk, amelyek referenciaként szolgálnak, és amelyek lehetővé teszik például a kialakuló kötés típusának (ionos vagy kovalens) előrejelzését.

Páling skála

Linus Pauling, nagy tudós és két Nobel-díj nyertese 1932-ben javaslatot tett az elektronegatív anyag mennyiségi (mérhető) formájára, a Pauling-skála néven ismert. Ebben a két kötést képező elem, az A és B, elektronegativitása összefüggésben volt az AB kötés ionjellemzőjével járó extra energiával.

Hogy van ez? Az elméletileg a kovalens kötések a legstabilabak, mivel elektronuk eloszlása ​​két atom között egyenlő; vagyis az AA és a BB molekulák esetében mindkét atom ugyanolyan módon oszlik meg a kötés elektronpárt. Ha azonban A inkább elektronegatív, akkor ez a pár inkább A-ból, mint B-ből származik.

Ebben az esetben az AB már nem teljesen kovalens, bár ha az elektronegativitása nem különbözik nagymértékben, akkor azt mondhatjuk, hogy kötése magas kovalens karakterű. Amikor ez megtörténik, a kötés kis instabilitást él és extra energiát szerez az A és B közötti elektronegativitási különbség eredményeként.

Minél nagyobb ez a különbség, annál nagyobb az AB kötés energiája, és ennek következtében annál nagyobb az ionos karakter.

Ez a skála képviseli a kémiában a legszélesebb körben alkalmazott elemeket, és az elektronegativitási értékek a fluoratomhoz 4 érték hozzárendeléséből adódnak. Innentől kiszámolhatják a többi elem értékét.

Mulliken skála

Míg a Pauling-skála a kötésekhez kapcsolódó energiához kapcsolódik, a Robert Mulliken skála inkább két másik periódusos tulajdonságra vonatkozik: ionizációs energiára (EI) és elektron-affinitásra (AE).

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

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

A Mulliken elektronegativitásait a következő képlettel kell kiszámítani:

Χ _M = ½ (EI + AE)

Vagyis χ _M egyenlő az EI és AE átlagértékével.

Ellentétben a Pauling-skálával, amely attól függ, hogy mely atomok képeznek kötéseket, az összefügg a valenciaállapot tulajdonságaival (a legstabilabb elektronikus konfigurációjával).

Mindkét skála hasonló elektronegativitási értékeket generál az elemekhez, és nagyjából összekapcsolódik a következő átalakítással:

Χ _P = 1,35 (Χ _M) ^1/2 - 1,37

Mind az X _M, mind az X _P dimenzió nélküli értékek; vagyis nincs egységük.

AL Allred és E. Rochow skála

Vannak más elektronegativitási skálák is, például a Sanderson és Allen mérlegek. Azonban az első kettőt követi az Allred és a Rochow skála (χ _AR). Ezúttal a hatékony nukleáris töltésen alapszik, amelyet egy atom megtapasztal az atomok felületén. Ezért közvetlenül kapcsolódik a mag vonzó erejéhez és a képernyő hatásához.

Hogyan változik az elektronegativitás a periódusos táblán?

Forrás: Bartux az nl.wikipedia oldalon.

Függetlenül attól, hogy létezik-e skála vagy érték, az elektronegativitás jobbra-balra növekszik egy ideig, és alulról felfelé csoportokban. Így növekszik a jobb felső átló felé (nem számítva a héliumot), amíg meg nem találja a fluort.

A fenti képen láthatja, amit most mondtak. Az időszakos táblázatban a Pauling elektronegativitását a sejtek színe függvényében fejezzük ki. Mivel a fluor a leginkább elektronegatív, akkor láthatóbb lila színű, míg a legkevésbé elektronegatív (vagy elektropozitív) sötétebb színű.

Hasonlóképpen megfigyelhető, hogy a csoportok fejei (H, Be, B, C stb.) Világosabb színűek, és mivel az egyik a csoporton keresztül leereszkedik, a többi elem elsötétül. Ez miről szól? A válasz ismét az EI, AE, Zef (tényleges nukleáris töltés) tulajdonságokban és az atomsugárban egyaránt megtalálható.

Az atom a molekulaban

Az egyes atomok valódi Z atomtöltéssel rendelkeznek, és a külső elektronok hatékony atommag-töltést szenvednek az árnyékoló hatás miatt.

Ahogyan egy időszak alatt mozog, a Zef oly módon növekszik, hogy az atom összehúzódik; vagyis az atomi sugarak egy ideig csökkennek.

Ennek az a következménye, hogy az egyik atom másikhoz történő kötésének pillanatában az elektronok a legmagasabb Zef-vel rendelkező atom felé irányulnak. Ez szintén ionos karaktert ad a kötésnek, ha határozott hajlam van arra, hogy az elektronok egy atom felé menjenek. Ha nem erről van szó, akkor túlnyomórészt kovalens kötésről beszélünk.

Ezért az elektronegativitás a Zef atomsugaraktól függően változik, amelyek viszont szorosan kapcsolódnak az EI-hez és az AE-hez. Minden egy lánc.

Mire való?

Mi az elektronegativitás? Alapvetően annak meghatározására, hogy egy bináris vegyület kovalens vagy ionos-e. Ha az elektronegativitási különbség nagyon magas (legalább 1,7 egység sebességgel), a vegyületet ionosnak mondják. Az is hasznos, ha felismerjük egy olyan szerkezetben, hogy mely régiók lehetnek gazdagabb elektronok.

Innentől megjósolható, hogy milyen mechanizmuson vagy reakcióon megy keresztül a vegyület. Az elektronszegény régiókban a δ + negatívan töltött fajok bizonyos módon viselkedhetnek; és elektronban gazdag régiókban atomok nagyon specifikus módon kölcsönhatásba léphetnek más molekulákkal (dipol-dipól kölcsönhatások).

Példák (klór, oxigén, nátrium, fluor)

Mik az elektronegativitás-értékek a klór-, oxigén-, nátrium- és fluoratomokon? A fluor után ki a leginkább elektronegatív? A periódusos táblázat segítségével megfigyelhető, hogy a nátrium sötét lila színű, míg az oxigén és a klór színe vizuálisan nagyon hasonló.

Elektronegativitási értékei a Pauling, Mulliken és Allred-Rochow skálákhoz:

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

Vagy (3,44, 3,22, 3,50).

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

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

Vegye figyelembe, hogy a numerikus értékeknél különbség figyelhető meg az oxigén és a klór negatívumai között.

A Mulliken skála szerint a klór inkább elektronegatív, mint az oxigén, ellentétben a Pauling és az Allred-Rochow skálákkal. A két elem közötti elektronegativitási különbség az Allred-Rochow skálán még nyilvánvalóbb. És végül, a fluortól függetlenül a választott skála a leginkább elektronegatív.

Ezért ha egy molekulában F-atom van, az azt jelenti, hogy a kötésnek magas ionos jellege van.

Irodalom

1. Shiver és Atkins. (2008). Szervetlen kémia. (Negyedik kiadás, 30. és 44. oldal). Mc Graw Hill.
2. Jim Clark. (2000). Elektronegativitás. Forrás: chemguide.co.uk
3. Anne Marie Helmenstine, Ph.D. (2017. december 11.) Elektronegativitás meghatározása és példák. Forrás: gondolat.com
4. Mark E. Tuckerman. (2011. november 5.). Elektronegativitási skála. Forrás: nyu.edu
5. Wikipedia. (2018). Elektronegativitás. Forrás: es.wikipedia.org