ELEKTRONEGATIVITET: SKALAER, VARIATION, BRUGBARHED OG EKSEMPLER - KEMI - 2025

Den elektronegativitet er en periodisk egenskab relativ om evnen af et atom, tiltrække elektrontætheden af dens molekylære miljø. Det er et atoms tendens til at tiltrække elektroner, når det er knyttet til et molekyle. Dette afspejles i opførelsen af ​​mange forbindelser og i, hvordan de interagerer intermolekylært med hinanden.

Ikke alle elementer tiltrækker elektroner fra tilstødende atomer i samme grad. Når det gælder dem, der let giver op elektrondensitet, siges de at være elektropositive, mens dem, der er "dækket" med elektroner, er elektronegative. Der er mange måder at forklare og observere denne egenskab (eller koncept).

Kilde: Wikipedia Commons.

F.eks. Viser elektrostatiske potentielle kort for et molekyle (som det for chlordioxid på billedet ovenfor, ClO ₂) virkningen af ​​forskellige elektronegativiteter for klor- og iltatomer.

Den røde farve indikerer de elektronrige regioner i molekylet, 5-, og den blå farve indikerer dem, der er elektronfattige, δ +. Efter en række beregningsberegninger kan denne type kort således etableres; mange af dem viser et direkte forhold mellem placeringen af ​​de elektronegative atomer og-.

Det kan også visualiseres som følger: inden for et molekyle er det mere sandsynligt, at transit af elektroner forekommer i nærheden af ​​de mest elektronegative atomer. Det er af denne grund, at for ClO ₂ er oxygenatomer (de røde sfærer) omgivet af en rød sky, mens kloratomet (den grønne sfære) er en blålig sky.

Definitionen af ​​elektronegativitet afhænger af den tilgang, der gives til fænomenet, der er flere skalaer, der betragter det fra visse aspekter. Imidlertid har alle skalaer det til fælles, at de understøttes af atomernes egenart.

Elektronegativitetsskalaer

Elektronegativitet er ikke en egenskab, der kan kvantificeres, og den har heller ikke absolutte værdier. Hvorfor? Fordi et atoms tendens til at tiltrække elektrondensitet mod det ikke er den samme i alle forbindelser. Med andre ord: elektronegativitet varierer afhængigt af molekylet.

Hvis Cl-atomet blev udvekslet med Cl- _2- molekylet med N-atomet, ville også tendensen til O til at tiltrække elektroner ændre sig; det kan øge (gøre skyen rødere) eller formindske (miste farve). Forskellen vil ligge i den dannede nye NO-binding og således have ONO-molekylet (nitrogendioxid, NO ₂).

Da elektronets elektronegativitet ikke er den samme for alle dens molekylære omgivelser, er det nødvendigt at definere det i form af andre variabler. På denne måde har vi værdier, der tjener som en reference, og som muliggør forudsigelse af for eksempel den type binding, der dannes (ionisk eller kovalent).

Pauling skala

Den store videnskabsmand og vinder af to Nobelpriser, Linus Pauling, foreslog i 1932 en kvantitativ (målbar) form af elektronegativet kendt som Pauling-skalaen. I den var elektronegativiteten af ​​to elementer, A og B, der danner bindinger, relateret til den ekstra energi, der er forbundet med den ioniske karakter af bindingen AB.

Hvordan er dette? Teoretisk er kovalente bindinger de mest stabile, da fordelingen af ​​deres elektroner mellem to atomer er retfærdig; det vil sige, at molekyler AA og BB deler begge atomer paret af elektroner i bindingen på samme måde. Hvis A imidlertid er mere elektronegativt, vil dette par være mere fra A end fra B.

I dette tilfælde er AB ikke længere fuldstændigt kovalent, skønt hvis dens elektronegativiteter ikke adskiller sig meget, kan det siges, at dens binding har en høj kovalent karakter. Når dette sker, gennemgår bindingen en lille ustabilitet og får ekstra energi som et produkt af elektronegativitetsforskellen mellem A og B.

Jo større denne forskel er, jo større er energien i AB-bindingen, og følgelig desto større er den ioniske karakter af denne binding.

Denne skala repræsenterer den mest anvendte inden for kemi, og elektronegativitetsværdierne opstod ved tildelingen af ​​en værdi på 4 for fluoratom. Derfra kunne de beregne den for de andre elementer.

Mulliken skala

Mens Pauling-skalaen har at gøre med energien, der er forbundet med bindingerne, er Robert Mulliken-skalaen mere relateret til to andre periodiske egenskaber: ioniseringsenergi (EI) og elektronaffinitet (AE).

Således er et element med høje EI- og AE-værdier meget elektronegativt og vil derfor tiltrække elektroner fra dets molekylære miljø.

Hvorfor? Fordi EI reflekterer, hvor vanskeligt det er at "rippe" en ekstern elektron fra det, og AE, hvor stabil den dannede anion er i gasfasen. Hvis begge egenskaber har høje størrelser, er elementet "elsker" af elektroner.

Mulliken-elektronegativiteterne beregnes med følgende formel:

Χ _M = ½ (EI + AE)

Det vil sige, χ _M er lig med gennemsnitsværdien af ​​EI og AE.

I modsætning til Pauling-skalaen, der afhænger af hvilke atomer, der danner bindinger, er det relateret til egenskaber ved valensstaten (med dens mest stabile elektroniske konfigurationer).

Begge skalaer genererer lignende elektronegativitetsværdier for elementerne og er nogenlunde relateret til følgende rekonvertering:

Χ _P = 1,35 (Χ _M) ^1/2 - 1,37

Både X _M og X _P er dimensionløse værdier; det vil sige, de mangler enheder.

AL Allred og E. Rochow skala

Der er andre elektronegativitetsskalaer, såsom Sanderson og Allen skalaer. Den, der følger efter de to første, er imidlertid Allred og Rochow skalaen (χ _AR). Denne gang er det baseret på den effektive atomladning, som en elektron oplever på overfladen af ​​atomerne. Derfor er det direkte relateret til den attraktive kraft af kernen og skærmeffekten.

Hvordan varierer elektronegativiteten i det periodiske system?

Kilde: Bartux på nl.wikipedia.

Uanset hvilke skalaer eller værdier du har, stiger elektronegativiteten fra højre til venstre i en periode og fra bund til top i grupper. Således stiger den mod den øverste højre diagonal (tæller ikke helium), indtil den møder fluor.

På billedet ovenfor kan du se, hvad der lige er blevet sagt. I den periodiske tabel udtrykkes Pauling-elektronegativiteterne som en funktion af cellernes farver. Da fluor er det mest elektronegative, har det en mere fremtrædende lilla farve, mens de mindst elektronegative (eller elektropositive) mørkere farver.

Ligeledes kan det observeres, at grupper af hoveder (H, Be, B, C osv.) Har de lysere farver, og at når man kommer ned gennem gruppen, mørker de andre elementer. Hvad drejer det sig om? Svaret er igen både i egenskaberne EI, AE, Zef (effektiv nuklear ladning) og i atomradiusen.

Atomet i molekylet

De enkelte atomer har en reel atomladning Z, og de eksterne elektroner har en effektiv atomladning som følge af afskærmningseffekten.

Når det bevæger sig over en periode, stiger Zef på en sådan måde, at atomet sammentrækkes; dvs. atomradierne reduceres over en periode.

Dette har den konsekvens, at elektronerne i det øjeblik, hvor et atom bindes sammen med et andet, "flyder" mod atomet med den højeste Zef. Dette giver også en ionisk karakter til bindingen, hvis der er en markant tendens for, at elektroner går mod et atom. Når dette ikke er tilfældet, taler vi om en overvejende kovalent binding.

Af denne grund varierer elektronegativiteten afhængigt af atomradierne, Zef, som igen er tæt knyttet til EI og AE. Alt er en kæde.

Hvad er det for?

Hvad er elektronegativitet til? I princippet for at bestemme, om en binær forbindelse er kovalent eller ionisk. Når elektronegativitetsforskellen er meget høj (med en hastighed på 1,7 enheder eller mere) siges forbindelsen at være ionisk. Det er også nyttigt at skelne i en struktur, hvilke regioner der muligvis vil være rigere på elektroner.

Herfra kan det forudsiges, hvilken mekanisme eller reaktion forbindelsen kan gennemgå. I elektronfattige regioner kan δ +, negativt ladede arter handle på en bestemt måde; og i elektronrige regioner kan deres atomer interagere på meget specifikke måder med andre molekyler (dipol-dipol-interaktioner).

Eksempler (klor, ilt, natrium, fluor)

Hvad er elektronegativitetsværdierne for chlor-, ilt-, natrium- og fluoratomer? Hvem er den mest elektronegative efter fluor? Ved hjælp af den periodiske tabel observeres det, at natrium har en mørk lilla farve, mens farverne for ilt og chlor visuelt er meget ens.

Dets elektronegativitetsværdier for Pauling, Mulliken og Allred-Rochow skalaerne er:

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

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

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

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

Bemærk, at der med de numeriske værdier ses en forskel mellem negativiteten af ​​ilt og klor.

I henhold til Mulliken-skalaen er klor mere elektronegativ end ilt i modsætning til Pauling- og Allred-Rochow-skalaerne. Elektronegativitetsforskellen mellem de to elementer er endnu tydeligere ved hjælp af Allred-Rochow-skalaen. Og endelig er fluor uanset den valgte skala den mest elektronegative.

Derfor, hvor der er et F-atom i et molekyle, betyder det, at bindingen vil have en høj ionisk karakter.

Referencer

1. Shiver & Atkins. (2008). Uorganisk kemi. (Fjerde udgave. Side 30 og 44). Mc Graw Hill.
2. Jim Clark. (2000). Elektronegativitet. Taget fra: chemguide.co.uk
3. Anne Marie Helmenstine, ph.d. (11. december 2017). Elektronegativitetsdefinition og eksempler. Taget fra: thoughtco.com
4. Mark E. Tuckerman. (5. november 2011). Elektronegativitetsskala. Taget fra: nyu.edu
5. Wikipedia. (2018). Elektronegativitet. Taget fra: es.wikipedia.org