PÁLING SKÁLA: ELEKTRONEGATIVITÁS ÉS ENERGIAKÜLÖNBSÉG - KÉMIA - 2026

A Pauling-skála egy tetszőleges skála, amelyet a kémiában használnak az elemek elektronegativitásának kifejezésére. Ez egy bizonyos atom hajlama vonzani az elektronokat, amikor egy másik atommal kombinálódik.

Ebben az értelemben a nagy elektronegativitással rendelkező elemek általában elektronokat szereznek. Ezek a nemfémek, míg a maga részéről a kevésbé elektronegatív elemek, mint például a fémek, könnyebb az elektronokat felhagyni.

1. ábra. Pálázási skála. Forrás: Wikimedia Commons.

Ezért, megismerve egy elem elektronegativitását, elképzelésre kerül a kötés típusa, amely képes létrehozni egy másikkal kombinálva. Ezt később numerikus példával látjuk.

Ezen információk alapján a vegyületek sok tulajdonsága megjósolható, ami nagyon hasznos lehet a kísérleti kémiában és az anyagtudományban, ahol folyamatosan új vegyületek készülnek.

Kényelmes azonban tisztázni, hogy annak fontossága ellenére nincs egyetlen módja az elektronegativitás meghatározására; A Pauling-skála csak egy a különféle javasolt módszerek közül, amelyek megtalálják, bár ez a leginkább használt.

Valójában a Pauling-féle tetszőleges skála, amelyben a periódusos rendszer minden elemére numerikus értéket rendelnek, amely tükrözi annak elektronegativitását. Az 1. ábrán látható, ahol megvan az egyes elemek elektronegativitása, ahogyan azt a kettős Nobel-díjas Linus Pauling (1901-1994) 1939 körül meghatározta.

Az elemek elektronegativitása

Pauling, Don M. Yost-tal együtt, a kötési energiák mérésével kapott kísérleti adatok segítségével empirikusan találta meg az elektronegativitási értékeket.

Pauling az 1. ábrán látható táblázat fölött és jobb oldalán a fluor elemet a legnagyobb elektronegativitással, 4.0 számmal jelölte. Tehát amikor a fluor kötéseket képez, akkor a legnagyobb hajlam arra, hogy vonzza az összes elem elektronjait.

Másodszor az oxigén 3,5-gyel és a harmadik nitrogénatommal 3,0. Mindkettő az asztal tetején és jobb oldalán található.

Másrészről, ellentétes szélsõségben a legkevésbé elektronegatív elem a cézium, amelynek szimbóluma Cs, az asztal bal oldalán található, amelyre Pauling 0.7-et adott.

Elektronegativitás a periódusos rendszerben

Általánosságban, és amint az az 1. ábrán látható, az elektronegativitás és az ionizációs energia balról jobbra növekszik a periódusos táblázatban. Az általános tendencia a visszafelé és lefelé történő mozgás csökkenését is jelzi.

Ezért a táblázat jobb felső sarkában lesz a legtöbb elektronegatív elem: fluor, oxigén, klór, nitrogén. A legkevésbé elektronegatív - vagy, ha úgy akarja - a leginkább elektropozitív, a bal oldalon található: lítium, nátrium, kálium és az 1. csoport többi eleme - a bal szélső oszlop, amely megfelel az alkáliföld- és alkáliföldfémeknek.

Az egyes oszlopokban az elektronegativitás csökken, amikor az elem atomszáma növekszik, kivéve a közepén lévő átmeneti fémeket, amelyek nem követik ezt a tendenciát.

Fontos megjegyezni, hogy az elektronegativitás relatív, nem minden elem változatlan tulajdonsága, és csak a többi eleméhez viszonyítva mérik. Nagyon függ az oxidációs állapottól, tehát ugyanaz az elem eltérő elektronegativitást mutathat, attól függően, hogy milyen vegyület alakul ki.

Kötelező energiakülönbség

2. ábra: Amerikai vegyész, Linus Pauling 1955-ben. Forrás: Wikimedia Commons.

A kémiában a kötés az az út, amelyben az atomok - azonosak vagy eltérőek - egyesülnek és molekulákat képeznek. Erők jelennek meg az atomok között, amelyek stabil módon tartják őket össze.

Többféle link létezik, de itt kettőt tekintünk:

- Kovalens, amelyben a hasonló elektronegativitású atomok megosztják az elektronokat.

-Ionos, gyakori az eltérő elektronegativitású atomok között, amelyekben az elektrosztatikus vonzerő érvényesül.

Tegyük fel, hogy két A és B elem képezhet molekulákat egymással, AA és BB jelöléssel. És képesek összekapcsolódni, hogy AB vegyületet képezzenek, mindegyik kötés révén.

Az intermolekuláris erők részvételének köszönhetően energia van a kötésben. Például az AA kötésben az energia E _AA, a BB kötésben az EBB és végül az AB vegyületben az E _AB.

Ha az AB molekulát kovalens kötés képezte, akkor a kötési energia elméletileg az E _AA és az E _BB energiák átlaga:

E _AB = ½ (E _AA + E _BB)

Pauling kiszámította az E _AB- t különféle vegyületekre, kísérletileg megmérte és meghatározta a két érték közötti különbséget, amelyet Δ-nak neveztek:

Δ = - (E _AB) mért - (E _AB) elméleti- = - (E _AB) mért - ½ (E _AA + E _BB) -

Pauling így magyarázta: ha Δ nagyon közel van a 0-hoz, ez azt jelenti, hogy mindkét elem elektronegativitása hasonló, és az őket összekötő kötés kovalens. De ha Δ nem kicsi, akkor az A és B közötti kötés nem tiszta kovalens.

Minél nagyobb az Δ abszolút értéke, annál nagyobb a különbség az A és B elem elektronegativitása között, és ezért az őket összekötő kötés ionos típusú lesz. Később az olvasó talál egy példát, amelyben Δ kiszámításával meghatározható egy vegyület kötési típusa.

Az elektronegativitás egyenletei

Feltételezve, hogy az energiák közötti különbség a jel, amely megkülönbözteti a kötés jellegét, Pauling számos kísérletet végzett, amely empirikus kifejezést készített a molekulát alkotó két A és B elem relatív elektronegativitására.

Pauling ezt az elektronegativitást χ-ként (görög "chi" betű) jelölve Pauling a következőképpen határozta meg:

f ² Δ = ²

χ (A) - χ (B) = f√Δ = 0,102√Δ

Vegye figyelembe, hogy Δ pozitív mennyiség. Az f = 0,102 tényező, amely az Δ négyzetgyökéjének szorzásával jelenik meg, a kJ (kilodžaulok) és eV (elektronvolta), mindkét energiaegység közötti konverziós tényező.

Ha ehelyett kilokalóriákat és elektronvolt használunk, akkor az elektronegativitások közötti különbséget hasonló képlettel fejezzük ki, de f = 0,208 értékkel:

χ (A) - χ (B) = 0,208√Δ

Pauling azzal kezdte, hogy a hidrogén értéke 2,1 volt, amelyet korábban Robert Mulliken kémikus kapott. Ezt az elemet választotta kiindulási pontjának, mert kovalens kötéseket képez sok más céggel.

Az előző egyenlet alkalmazásával folytatta a relatív értékek hozzárendelését a többi elemhez. Így rájött, hogy az elektronegativitás növekszik, ha balról jobbra és felülről lefelé halad a periódusos rendszerben, az előző szakaszban leírtak szerint.

Példa

Az alábbiakban felsoroljuk az elemeket: N, J, Y és M, valamint az azokhoz tartozó elektronegativitások Χ a Pauling-skála szerint:

- N: Χ = 4,0

- J: Χ = 1,5

- I: Χ = 0,9

- M: Χ = 1,6

A velük képződött vegyületek közül

YJ, YN, MN és JM

Jelölje meg a legmagasabb ionos karakterűt, és azt, amelynek jellege kovalens. Indokolja meg a választ.

Megoldás

Pauling által megállapított kritériumok szerint a legmagasabb ionos karakterű vegyület lesz az, amelyben a legnagyobb különbség van az elektronegativitások között, és ezért nagyobb az Δ értéke. A legalacsonyabb energiakülönbséggel rendelkező vegyület a kovalens kötésű vegyület.

Ezután kiszámoljuk, hogy mekkora az Δ érték az egyes vegyületekre:

Kompozit YJ

A = ² = (0,9 - 1,5) ² = 0,36

Kompozit YN

A = ² = (0,9 - 4,0) ² = 9,61

Kompozit MN

A = ² = (1,6 - 4,0) ² = 5,76

Kompozit JM

A = ² = (1,5 - 1,6) ² = 0,01

A fenti eredményekből kitűnik, hogy az ionos vegyület YN, amelynek Δ = 9,61, míg a kovalens vegyület JM, Δ = 0,01.

Irodalom

1. Kémia Libretextek. Pauling Elektronegativitás. Helyreállítva: chem.libretexts.org.
2. IUPAC aranykönyv. Elektronegativitás. Helyreállítva: goldbook.iupac.org.
3. Salas-Banuet, G. A félreértett elektronegativitás. Helyreállítva: scielo.org.
4. Tudományos szövegek. Elektronegativitás. Helyreállítva: szövegektudományi.com.
5. Whitten, K. 2010. Kémia. 9.. Ed. Brooks / Cole. Cengage tanulás.
6. Wikipedia. Kovalens kötés. Helyreállítva: es.wikipedia.org.
7. Wikipedia. Ionos kötés. Helyreállítva: es.wikipedia.org.