Elektronegativitás

A kémiában , a elektronegativitási egy atom egy fizikai mennyiség , amely jellemzi a képessége, hogy vonzza az elektronokat képződése során egy kémiai kötés egy másik atommal. A két atom közötti elektronegativitásbeli különbség meghatározza a kovalens kötés jellegét : a nempoláris kötés, ha a különbség nulla vagy gyenge, a poláris kötés, ha a különbség közepes, és az ionos, ha a különbség olyan erős, hogy az egyik atom teljesen vonzza , vagy szinte a kötés elektronjai: az atomok ionokká váltak, és szinte teljes elektromos töltést hordoznak. Az elektronegativitás fogalmát, amely leírja az elektronok kémiai kötésben való viselkedését, nem szabad összekeverni az elektronikus affinitáséval .

Az elektronegativitás fogalmát először Jöns Jacob Berzelius vezette be 1835-ben. Ezt követően Linus Pauling javította ezt a koncepciót, és arra a következtetésre jutott, hogy az elektronegativitás inkább az ionos és kovalens kötések létezésén alapszik, ellentétben azzal, amit Berzelius korábban talált.

Megjegyezzük az elektronegativitást, ahol a figyelembe vett elem szimbóluma van. Minél nagyobb az elem, annál valószínűbb, hogy kémiai kötésben vonzza hozzá az elektronokat. ${\ displaystyle \ chi _ {\ text {X}}}$ ${\ rm {X}}$ ${\ displaystyle \ chi _ {\ text {X}}}$

Elektropozitivitás

Az elektropozitivitás kifejezést néha az elektronegativitás ellentéteként használják. Vagyis minél inkább egy atom elektropozitív, annál kevésbé elektronegatív. Ez a két kifejezés azonban az elektronegativitás azonos fogalmára utal, így az „elektropozitív” vagy az „elektropozitivitás” szavak nagyon korlátozottan használhatók. Egy atom azt mondják, hogy elektropozitív amikor hajlamos könnyen elveszti egy vagy több elektront át kell alakítani egy kation . Például az alkálifémek nagyon elektropozitívak más fémekhez képest.

Elektronegativitás és a kémiai kötések típusai

Az elemek elektronegativitásának eltéréseinek kiszámításához általában a Pauling-skálát használják a legjobban. A periódusos rendszerben az elektronegativitás balról jobbra növekszik egy periódus alatt, és alacsonyról magasra nő egy család mentén. Tehát a periódusos rendszer jobb felső sarkában található fluor a legelektronatívabb elem, 3,98-as értékkel, míg a bal alsó sarokban található frankium a legkevésbé 0,7-es értékkel. Az elektronegativitásbeli különbségek lehetővé teszik a nem polarizált kovalens kötések, a polarizált kovalens kötések és a koordinációs (vagy koordinációs) kötések azonosítását. Az elektronegativitás lehetővé teszi az adott molekula atomjainak részleges töltésének azonosítását. A δ + és a δ szimbólumok egy olyan kötés pozitív és negatív részleges töltését jelzik, amelynek legelektronegatívabb atomja hordozza a negatív részleges töltést.

Három típusú kovalens kötés létezik:

az első típus a nem polarizált kovalens kötés ( az elektronegativitás különbsége, Δ Ε n ≤ 0,35 ), amelynek viszonylag szimmetrikus elektronfelhője van. Ebben az esetben az elektronok vonzereje a két szóban forgó atom magjaihoz közel azonos;

a második típus a polarizált kovalens kötés ( 0,35 <Δ Ε n <1,7 ). Egy molekula poláris, ha dipólusmomentuma van. A dipólusmomentum a részleges töltések adott távolságra történő eloszlásának vektoros ábrázolása. Ennek a kötésnek egyenlőtlen töltéseloszlása van az azt alkotó két atom között, az atomok elektronegativitásának különbsége miatt. A dipólus momentumot egy olyan vektor képviseli, amelynek nyila a kevésbé elektronegatív atomtól a leginkább elektronegatív atomig megy. A δ + és δ- szimbólumok a kötés pozitív és negatív részleges töltését jelzik, amelynek legelektronegatívabb atomja hordozza a negatív részleges töltést. Ezért az elektronok egyenlőtlenül vonzódnak a két atom magjaihoz. Ebben a kapcsolattípusban az elektronikus felhő nem szimmetrikus, mint az első típusú kapcsolat;

a kovalens kötés utolsó típusa a koordináció. Ebben a típusú kovalens kötésben az elektronok megoszlanak két atom között, másrészt a kötést alkotó elektronpár csak a két atom egyikéből származik. Más szavakkal, a két közös elektron ugyanabból az atomból származik.

Elektronegativitási skálák

Az elektronegativitásnak számos meghatározása létezik (Pauling, Mulliken, Parr, Allred és Rochow), amelyek több skála felépítéséhez vezettek.

Pauling meghatározása : az A és B elemek közötti elektronegativitásbeli különbség kifejezi

{\ displaystyle \ Delta \ chi _ {\ text {AB}} = 0,102 \ szor (E _ {\ text {AB}} - (E _ {\ text {AA}} \ szor E _ {\ text {BB} }) ^ {1/2}) ^ {1/2}}

ahol , és az AB, AA és BB diatomiás molekulák kötési energiái . A 0,102 együttható az energiaértékekhez használt egységből származik (kezdetben eV-ben), amelyet ebben a képletben kJ mol -1- ben kell kifejezni . Az energiák átlaga és gyakran geometriai középérték (mint itt), de egyes szerzők a számtani átlagot használják. ${\ displaystyle E _ {\ text {AB}}}$ ${\ displaystyle E _ {\ text {AA}}}$ ${\ displaystyle E _ {\ text {BB}}}$ ${\ displaystyle E _ {\ text {AA}}}$ ${\ displaystyle E _ {\ text {BB}}}$

Ez a meghatározás csak két elektronegativitás közötti különbséget adja. Szükségünk van tehát egy olyan origóra, amelyet önkényesen rögzítettünk azzal, hogy a 4 értékét a fluor elektronegativitásának adtuk meg (a besorolás legelektronatívabb eleme).

Mulliken definíciója : egy elem elektronegativitása az A e elektron affinitás és az E I ionizációs energia átlagának a szorzata, alfa- együtthatóval = 0,317 eV −1 :

{\ displaystyle \ chi = 0,317 \ szer {\ frac {A _ {\ text {e}} + E _ {\ text {I}}} {2}}}

A Mulliken skála előnye a Paulinghoz képest az atomméretek használata, függetlenül a kémiai környezettől. Így lehetővé válik a nemesgázok elektronegativitásának meghatározása, amelyet Pauling nem tudott megtenni.

Allred és Rochow meghatározása: egy elem elektronegativitása kifejeződik

{\ displaystyle \ chi = {\ frac {Z _ {\ mathrm {eff}} e ^ {2}} {r _ {\ mathrm {cov}} ^ {2}}}}

hol van a mag effektív töltése, az elemi töltés és az elem kovalens sugara ${\ displaystyle Z _ {\ mathrm {eff}}}$ $e$ ${\ displaystyle r _ {\ mathrm {cov}}}$

Parr meghatározása : az elektronegativitás ellentétes az atom energiájának származékával az elektronok számához viszonyítva

\ chi = - \ bal ({\ frac {\ részleges E} {\ részleges n}} \ jobb)

A legszélesebb körben alkalmazott elektronegativitási skálák a Mulliken skála , az Allred-Rochow skála és a Pauling skála .

A kötésben részt vevő atomok elektronegativitásai általában egyenlőek (Sanderson, 1951 elektronegativitásainak kiegyenlítési elve). Az elektronegativitások kiegyenlítése az elektronsűrűségnek a legelektronegatívabb atomra történő átvitelével érhető el.

Az elektronegativitást arra használják, hogy megbecsüljék a kötés ionjellemét a Pauling-kapcsolattal

{\ displaystyle I _ {\ text {AB}} = 100 (1-e ^ {- \ Delta \ chi ^ {2} / 4})}

vagy Haney és Smithé

{\ displaystyle I _ {\ text {AB}} = 16 \ Delta \ chi +3,5 {\ Delta \ chi} ^ {2}}

Az elektronegativitás bizonyos molekulák polaritásának hátterében is áll . Valójában egy molekulában , amikor a kovalens kötés két oldalán található atomok eltérő elektronegativitással rendelkeznek, az elektronegatívabb atom több elektronot vonz. A pozitív töltések baricentruma tehát nem tévesztendő össze a negatív töltések baricentrumával. A molekula összességében semleges marad, de elektromos mező jelenik meg benne, azt mondjuk, hogy a kötés polarizált, vagy hogy a molekula poláris.

Az alacsony elektronegativitású elemeket gyakran elektropozitívnak mondják .

Táblázat (Pauling-skála)

A elektronegativitása a kémiai elemek az azonos csoport a periódusos (azaz az ugyanabban az oszlopban a a periódusos rendszer ) hajlamos arra, hogy csökkentse , ha az atomszáma növekszik, mert a atommag hajlamos arra, hogy „s»elmozdulás« vegyérték elektronokból , amelyeket a mag elektronok tovább szűrnek . Másrészt a periódusos rendszer ugyanazon periódusának elemeinek elektronegativitása hajlamos növekedni az atomszámmal, mert az atommag elektromos töltése ( protonok száma ) növekszik, és jobban kölcsönhatásba lép a vegyérték elektronokkal. A minimum tehát az asztal bal alsó sarkában található ( francium szinten ), míg a maximum a jobb felső sarokban ( fluor szintnél ).

→ Az atom sugara csökken → Növekszik az ionizációs energia → Növeli az elektronegativitást →

H
2.2

Hé

Li
0,98

Legyen
1,57

B
2.04

C
2,55

N
3,04

O
3,44

F
3,98

Született

Na
0,93

Mg
1,31

Al
1,61

Si
1.9

P
2.19

S
2.58

Cl
3,16

K
0,82

Ca
1

Sc
1.36

Ti
1,54

V
1.63

Cr
1,66

Mn
1,55

Fe
1,83

Co
1,88

Ni
1,91

Cu
1.9

Zn
1,65

Ga
1,81

Ge
2.01

Ász
2.18

Lásd
2.55

Br
2,96

Kr
3

Rb
0,82

Sr
0,95

Y
1.22

Zr
1,33

Nb
1.6

MB
2.16

Tc
1.9

Ru
2.2

Rh
2,28

Pd
2.2

Ag
1,93

CD
1.69

Az
1.78-ban

Sn
1,96

SB
2.05

Te
2.1

I
2.66

Xe
2.6

Cs
0,79

Ba
0,89

Olvassa el az
1,27-et

Hf
1.3

Az Ön
1.5

W
2,36

Re
1.9

Csont
2.2

Ir
2.2

Pt
2.28

2.54- kor

Hg
2

Tl
1,62

Pb
1.87

Bi
2.02

Po
2

A
2.2

Rn
2.2

Fr
0,7

Ra
0,9

Lr
1.3

Vminek

↓

az
1.1

Ez az
1.12

Pr
1.13

Nd
1.14

Pm
1.13

Sm
1.17

Eu
1.2

Gd
1,2

Tb
1.2

Dy
1.22

Ho
1,23

Er
1.24

Tm
1,25

Yb
1.1

Ac
1.1

Th
1.3

Pa
1,5

U
1,38

Np
1,36

Pu
1.28

1.13. Módosítás

Cm
1,28

Bk
1.3

Vö.
1.3

Van
1,3

Fm
1.3

Md
1.3

Nem
1.3

Az elemek periódusos táblázata a Paulingi elektronegativitási skála segítségével

Megjegyzések és hivatkozások

[1]
Georges Guinier, A modern elméleti fizika elemei , Bordas ,1950, P. 167
GL Miessler és DA Tarr, Szervetlen kémia , Prentice Hall Int. Inc. szerk., 1991, p. 74.
elektronegativitás a CRC Handbook of Chemistry and Physics , 91 th ed. (Internet Version 2011), WM Haynes, szerk., CRC Press / Taylor & Francis, Boca Raton, FL., P. 9-77 .

Lásd is

Bibliográfia

D. Balou, E. Fabritius és A. Gilles, Minden kémia , Ellipses Edition Marketing, 2004, p. 201-203
R. Chang és L. Papillon, Alapkémia, Alapelvek és problémák , Les Éditions de la Chandelière, 1998, p. 275-278
S. Zumdahl, Általános kémia , 2 th ed. , Les Éditions CEC, 1998, p. 240-249

Külső linkek

A betűrendben felsorolt fő elemek Pauling elektronegativitásai
( fr ) Elektronegativitás , az elektronegativitás didaktikai megközelítése