Elektronegativiteitsschalen, variatie, bruikbaarheid en voorbeelden

de electronegativity is een relatieve periodieke eigenschap die het vermogen van een atoom betreft om elektronische dichtheid aan te trekken van zijn moleculaire omgeving. Het is de neiging van een atoom om elektronen aan te trekken wanneer het aan een molecuul is bevestigd. Dit komt tot uiting in het gedrag van veel verbindingen en in de manier waarop ze intermoleculair met elkaar omgaan.

Niet alle elementen trekken evenveel elektronen uit aangrenzende atomen aan. Voor diegenen die gemakkelijk elektronische dichtheid afstaan, zouden ze dat wel zijn elektropositief, terwijl die zich "bedekken" met elektronen zijn electronegatief. Er zijn veel manieren om deze eigenschap (of concept) uit te leggen en te observeren.

Bijvoorbeeld in kaarten met elektrostatische potentialen voor een molecuul (zoals chloordioxide in de afbeelding hierboven, ClO)₂) het effect van de verschillende elektronegativiteiten voor de chloor- en zuurstofatomen wordt waargenomen.

De rode kleur geeft de elektronrijke gebieden van het molecuul aan, δ- en de blauwe kleur die met elektronarm, δ +. Dus, na een reeks van berekeningen, kan dit type kaarten worden vastgesteld; veel van hen laten een directe relatie zien tussen de locatie van elektronegatieve atomen en δ-.

Het kan ook als volgt worden gevisualiseerd: binnen een molecuul is de kans groter dat de doorvoer van elektronen plaatsvindt in de buurt van meer elektronegatieve atomen. Het is om deze reden dat voor ClO₂ de zuurstofatomen (de rode bollen) zijn omgeven door een rode wolk, terwijl het chlooratoom (de groene bol) van een blauwachtige wolk.

De definitie van elektronegativiteit hangt af van de benadering die aan het fenomeen wordt gegeven, bestaande uit verschillende schalen die het vanuit bepaalde aspecten beschouwen. Alle schalen hebben echter gemeen dat ze worden ondersteund door de intrinsieke aard van de atomen.

index

• 1 Schalen van elektronegativiteit
  • 1.1 Pauling schaal
  • 1,2 Mulliken-schaal
  • 1.3 Schaal van A.L. Allred en E.Rochow
• 2 Hoe varieert de elektronegativiteit in het periodiek systeem?
  • 2.1 Het atoom in het molecuul
• 3 Waar is het voor??
• 4 Voorbeelden (chloor, zuurstof, natrium, fluor)
• 5 Referenties

Elektronegativiteitsschalen

De elektronegativiteit is geen eigenschap die gekwantificeerd kan worden en heeft ook geen absolute waarden. Waarom? Omdat de neiging van een atoom om elektronische dichtheid naar zich toe te trekken niet hetzelfde is in alle verbindingen. Met andere woorden: de elektronegativiteit varieert afhankelijk van het molecuul.

Ja voor het ClO-molecuul₂ het atoom van Cl zal worden veranderd door dat van N, dan zou de neiging van de O om de elektronen aan te trekken ook veranderen; het kan toenemen (de wolk roder maken) of verkleinen (kleur verliezen). Het verschil zou liggen in de nieuwe gevormde N-O-binding, om aldus het molecuul O-N-O te hebben (stikstofdioxide, NO₂).

Omdat de elektronegativiteit van een atoom niet gelijk is voor al zijn moleculaire omgevingen, is het noodzakelijk om het te definiëren in termen van andere variabelen. Op deze manier hebben we waarden die als referentie dienen en die ons in staat stellen om bijvoorbeeld het type binding dat wordt gevormd (ionisch of covalent) te voorspellen..

Pauling schaal

De grote wetenschapper en winnaar van twee Nobelprijzen, Linus Pauling, stelde in 1932 een kwantitatieve (meetbare) vorm voor van het elektronegatieve bekend als de Pauling-schaal. Hierin was de elektronegativiteit van twee elementen, A en B, die bindingen vormden, gerelateerd aan de extra energie die is geassocieerd met het ionische karakter van de A-B-binding..

Hoe is dit? Theoretisch zijn covalente bindingen het meest stabiel, omdat de verdeling van hun elektronen tussen twee atomen rechtvaardig is; dat wil zeggen, voor de moleculen A-A en B-B, beide atomen delen het elektronenpaar van de binding op dezelfde manier. Als A echter meer elektronegatief is, dan is dat paar meer dan A dan B.

In dat geval is A-B niet langer volledig covalent, hoewel als de elektronegativiteiten niet veel verschillen, kan worden gezegd dat de binding ervan een hoog covalent karakter heeft. Wanneer dit gebeurt, ondergaat de binding een kleine instabiliteit en verkrijgt extra energie als een product van het elektronegativiteitsverschil tussen A en B.

Hoe groter dit verschil is, hoe hoger het vermogen van de verbinding A-B en bijgevolg hoe groter het ionische karakter van de verbinding.

Deze schaal vertegenwoordigt de meest gebruikte in de chemie, en de waarden van elektronegativiteiten kwamen voort uit de toekenning van een waarde van 4 voor het fluoratoom. Van daaruit konden ze de andere elementen berekenen.

Mulliken-schaal

Hoewel de Pauling-schaal te maken heeft met de energie die samenhangt met de links, heeft de schaal van Robert Mulliken meer te maken met twee andere periodieke eigenschappen: de ionisatie-energie (EI) en de elektronische affiniteit (AE).

Een element met hoge waarden van EI en AE is dus zeer elektronegatief en daarom trekt het elektronen aan uit zijn moleculaire omgeving.

Waarom? Omdat EI weergeeft hoe moeilijk het is om een ​​extern elektron te "trekken", en AE hoe stabiel het anion is dat in de gasfase wordt gevormd. Als beide eigenschappen een hoge magnitude hebben, is het element 'geliefden' van de elektronen.

De elektronegativiteiten van Mulliken worden berekend met de volgende formule:

Χ_M = ½ (EI + AE)

Dat wil zeggen, χ_M is gelijk aan de gemiddelde waarde van EI en AE.

In tegenstelling tot de Pauling-schaal die afhangt van welke atomen een binding vormen, is deze echter gerelateerd aan eigenschappen van de valentie-status (met zijn meer stabiele elektronische configuraties)..

Beide schalen genereren vergelijkbare waarden van elektronegativiteit voor de elementen en hebben ongeveer betrekking op de volgende reconversie:

Χ_P = 1,35 (Χ_M)^1/2 - 1.37

Beide X_M als X_P het zijn dimensieloze waarden; dat wil zeggen, ze missen eenheden.

Schaal van A.L. Allred en E.Rochow

Er zijn andere schalen van elektronegativiteit, zoals Sanderson en Allen. Echter, degene die de eerste twee volgt is de schaal van Allred en Rochow (χ_AR). Deze keer is het gebaseerd op de effectieve nucleaire lading die een elektron op het oppervlak van atomen ervaart. Daarom is het direct gerelateerd aan de aantrekkelijke sterkte van de kern en het schermeffect.

Hoe varieert de elektronegativiteit in het periodiek systeem?

Ongeacht de schalen of de waarden die u hebt, neemt de elektronegativiteit van rechts naar links toe voor een periode en van onder naar boven in de groepen. Dus neemt het toe in de richting van de diagonaal rechtsboven (zonder het helium te tellen) totdat het voldoet aan het fluor.

In de afbeelding hierboven kunt u zien wat zojuist is gezegd. De Pauling-elektronegativiteiten worden uitgedrukt in het periodiek systeem volgens de kleuren van de cellen. Omdat fluor de meest elektronegatieve is, komt het overeen met een meer prominente paarse kleur, terwijl met de minder elektronegatieve (of elektropositieve) donkere kleuren.

Het kan ook worden opgemerkt dat de koppen van groepen (H, Be, B, C, enz.) De kleuren lichter hebben en dat terwijl je door de groep gaat, de andere elementen donkerder worden. Waarom is dit? Het antwoord is opnieuw in de eigenschappen EI, AE, Zef (effectieve nucleaire lading) en in de atomaire straal.

Het atoom in het molecuul

Individuele atomen hebben een echte kernlading Z en externe elektronen lijden aan een effectieve nucleaire lading vanwege het afschermende effect.

Terwijl het door een periode beweegt, neemt Zef op zo'n manier toe dat het atoom samentrekt; dat wil zeggen, atomaire radii worden verminderd over een periode.

Dit brengt als gevolg dat, op het moment dat een atoom met een ander wordt verbonden, de elektronen "naar het atoom" zullen stromen met grotere Zef. Ook geeft dit een ionisch karakter aan de link als er een duidelijke tendens is dat de elektronen naar een atoom gaan. Wanneer dit niet het geval is, hebben we het over een overwegend covalente band.

Om deze reden varieert de elektronegativiteit volgens de atomaire radii, Zef, die op hun beurt weer nauw verwant zijn aan EI en AE. Alles is een ketting.

Waar is het voor??

Wat is elektronegativiteit voor? In principe om te bepalen of een binaire verbinding covalent of ionisch is. Wanneer het verschil in elektronegativiteit zeer hoog is (met een snelheid van 1,7 eenheden of meer) wordt gezegd dat de verbinding ionisch is. Ook is het nuttig om in een structuur te onderscheiden welke regio's mogelijk het rijkst zijn aan elektronen.

Van hieruit kan worden voorspeld welk mechanisme of welke reactie de verbinding kan ondergaan. In arme elektronenregio's, δ +, is het mogelijk dat negatief geladen soorten op een bepaalde manier werken; en in regio's die rijk zijn aan elektronen, kunnen hun atomen op zeer specifieke manieren interageren met andere moleculen (dipool-dipool interacties).

Voorbeelden (chloor, zuurstof, natrium, fluor)

Wat zijn de waarden van elektronegativiteit voor de chloor-, zuurstof-, natrium- en fluoratomen? Na fluoride, wie is het meest elektronegatief? Met behulp van het periodiek systeem wordt opgemerkt dat natrium een ​​donkerpaarse kleur heeft, terwijl de kleuren voor zuurstof en chloor visueel sterk op elkaar lijken.

De waarden van elektronegativiteiten voor de Pauling, Mulliken en Allred-Rochow schalen zijn:

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).

Merk op dat met de numerieke waarden een verschil tussen de negativiteiten van zuurstof en chloor wordt waargenomen.

Volgens de Mulliken-schaal is chloor meer elektronegatief dan zuurstof, in tegenstelling tot de Pauling- en Allred-Rochow-weegschalen. Het verschil in elektronegativiteit tussen beide elementen is nog duidelijker met behulp van de Allred-Rochow-schaal. En tenslotte is het fluor, ongeacht de gekozen schaal, het meest elektronegatief.

Daarom, waar er een atoom van F in een molecuul is, betekent dit dat de binding een hoog ionisch karakter zal hebben.

referenties

1. Shiver & Atkins. (2008). Anorganische chemie (Vierde editie., Pagina 30 en 44). Mc Graw Hill.
2. Jim Clark (2000). Elektronegativiteit. Genomen uit: chemguide.co.uk
3. Anne Marie Helmenstine, Ph.D. (11 december 2017). Definitie en voorbeelden van elektronegativiteit. Genomen uit: thoughtco.com
4. Mark E. Tuckerman. (05 november 2011). Elektronegativiteitsschaal. Genomen uit: nyu.edu
5. Wikipedia. (2018). Elektronegativiteit. Genomen uit: en.wikipedia.org