Ηλεκτρονικές κλίμακες, παραλλαγές, χρησιμότητα και παραδείγματα



Το ηλεκτροαρνητικότητα είναι μια σχετική περιοδική ιδιότητα που αφορά την ικανότητα ενός ατόμου να προσελκύσει ηλεκτρονική πυκνότητα από το μοριακό του περιβάλλον. Είναι η τάση ενός ατόμου να προσελκύει ηλεκτρόνια όταν συνδέεται με ένα μόριο. Αυτό αντικατοπτρίζεται στη συμπεριφορά πολλών ενώσεων και στο πώς αλληλεπιδρούν διαμοριακά μεταξύ τους.

Δεν είναι όλα τα στοιχεία που προσελκύουν ηλεκτρόνια από παρακείμενα άτομα σε ίσο μέτρο. Για την περίπτωση εκείνων που παραχωρούν την ηλεκτρονική πυκνότητα εύκολα, λέγεται ότι είναι ηλεκτροθετικό, ενώ εκείνοι που "καλύπτουν" οι ίδιοι με τα ηλεκτρόνια είναι ηλεκτρικά. Υπάρχουν πολλοί τρόποι για να εξηγήσετε και να παρατηρήσετε αυτήν την ιδιότητα (ή έννοια).

Για παράδειγμα, σε χάρτες ηλεκτροστατικών δυναμικών για ένα μόριο (όπως το διοξείδιο του χλωρίου στην παραπάνω εικόνα, ClO)2) παρατηρείται η επίδραση των διαφορετικών ηλεκτροαρνημάτων για τα άτομα χλωρίου και οξυγόνου.

Το κόκκινο χρώμα υποδεικνύει τις πλούσιες σε ηλεκτρόνια περιοχές του μορίου, δ-, και το μπλε χρώμα εκείνων που είναι φτωχοί με ηλεκτρονίων, δ +. Έτσι, μετά από μια σειρά υπολογιστικών υπολογισμών, μπορεί να καθοριστεί αυτός ο τύπος χαρτών. πολλά από αυτά δείχνουν μια άμεση σχέση μεταξύ της θέσης των ηλεκτροαρνητικών ατόμων και δ-.

Μπορεί επίσης να απεικονιστεί ως εξής: μέσα σε ένα μόριο, η διέλευση ηλεκτρονίων είναι πιο πιθανό να συμβεί κοντά σε περισσότερα ηλεκτροαρνητικά άτομα. Αυτός είναι ο λόγος για τον ClO2 τα άτομα οξυγόνου (οι κόκκινες σφαίρες) περιβάλλονται από ένα κόκκινο σύννεφο, ενώ το άτομο χλωρίου (η πράσινη σφαίρα) ενός γαλαζοπράσινου σύννεφου.

Ο ορισμός της ηλεκτροαρνησίας εξαρτάται από την προσέγγιση που δίνεται στο φαινόμενο, από διάφορες κλίμακες που το θεωρούν από ορισμένες πτυχές. Ωστόσο, όλες οι κλίμακες έχουν κοινό ότι υποστηρίζονται από την εγγενή φύση των ατόμων.

Ευρετήριο

  • 1 κλίμακες ηλεκτροαρνησίας
    • 1.1 κλίμακα Pauling
    • 1.2 κλίμακα Mulliken
    • 1.3 Κλίμακα του A.L. Allred και E.Rochow
  • 2 Πώς η ηλεκτρερνητικότητα ποικίλει στον περιοδικό πίνακα?
    • 2.1 Το άτομο στο μόριο
  • 3 Τι είναι αυτό;?
  • 4 Παραδείγματα (χλώριο, οξυγόνο, νάτριο, φθόριο)
  • 5 Αναφορές

Ηλεκτρονική ζυγαριά

Η ηλεκτροαρνητικότητα δεν είναι μια ιδιότητα που μπορεί να ποσοτικοποιηθεί ούτε έχει απόλυτες τιμές. Γιατί; Επειδή η τάση ενός ατόμου να προσελκύσει την ηλεκτρονική πυκνότητα προς το μέρος του δεν είναι το ίδιο σε όλες τις ενώσεις. Με άλλα λόγια: η ηλεκτροαρνητικότητα ποικίλει ανάλογα με το μόριο.

Ναι για το μόριο ClO2 το άτομο του Cl θα αλλάξει με εκείνο του Ν, τότε η τάση του Ο να προσελκύσει τα ηλεκτρόνια θα αλλάξει επίσης. θα μπορούσε να αυξηθεί (να κάνει το σύννεφο πιο κόκκινο) ή να μειωθεί (χάσει το χρώμα). Η διαφορά θα βρισκόταν στον νέο σχηματισμό δεσμού Ν-Ο, ώστε να έχει το μόριο Ο-Ν-0 (διοξείδιο του αζώτου, ΝΟ2).

Δεδομένου ότι η ηλεκτροαρνητικότητα ενός ατόμου δεν είναι η ίδια για όλα τα μοριακά περιβάλλοντά του, είναι απαραίτητο να το ορίσουμε με όρους άλλων μεταβλητών. Με αυτόν τον τρόπο, έχουμε τιμές που χρησιμεύουν ως αναφορά και που μας επιτρέπουν να προβλέπουμε, για παράδειγμα, τον τύπο του δεσμού που σχηματίζεται (ιοντικός ή ομοιοπολικός).

Pauling κλίμακα

Ο μεγάλος επιστήμονας και ο νικητής δύο βραβείων Νόμπελ, ο Linus Pauling, πρότεινε το 1932 μια ποσοτική (μετρήσιμη) μορφή του ηλεκτροαρνητικού γνωστού ως κλίμακα Pauling. Σε αυτό, η ηλεκτραρνητικότητα δύο στοιχείων, Α και Β, που σχηματίζουν δεσμούς, σχετίζεται με την επιπλέον ενέργεια που σχετίζεται με τον ιοντικό χαρακτήρα του δεσμού Α-Β..

Πώς είναι αυτό; Θεωρητικά, οι ομοιοπολικοί δεσμοί είναι οι πιο σταθεροί, αφού η κατανομή των ηλεκτρονίων τους μεταξύ δύο ατόμων είναι δίκαιη. δηλαδή, για τα μόρια Α-Α και Β-Β, και τα δύο άτομα μοιράζονται το ζεύγος ηλεκτρονίων του δεσμού με τον ίδιο τρόπο. Ωστόσο, εάν το Α είναι πιο ηλεκτροαρνητικό, τότε αυτό το ζεύγος θα είναι μεγαλύτερο από Α από το Β.

Σε αυτή την περίπτωση, το Α-Β δεν είναι πλέον πλήρως ομοιοπολικό, αν και αν οι ηλεκτροαρνησίες του δεν διαφέρουν πολύ, μπορεί να ειπωθεί ότι ο δεσμός του έχει ένα υψηλό ομοιοπολικό χαρακτήρα. Όταν συμβεί αυτό, ο δεσμός υφίσταται μια μικρή αστάθεια και αποκτά επιπλέον ενέργεια ως προϊόν της διαφοράς ηλεκτροναδραστικότητας μεταξύ Α και Β.

Όσο μεγαλύτερη είναι η διαφορά αυτή, τόσο μεγαλύτερη είναι η ισχύς του συνδέσμου Α-Β, και κατά συνέπεια τόσο μεγαλύτερος είναι ο ιοντικός χαρακτήρας του συνδέσμου.

Αυτή η κλίμακα αντιπροσωπεύει τα πλέον χρησιμοποιούμενα στη χημεία, και οι τιμές των ηλεκτροαρνημάτων προέκυψαν από την εκχώρηση μιας τιμής 4 για το άτομο φθορίου. Από εκεί μπορούσαν να υπολογίσουν τα άλλα στοιχεία.

Κλίμακα Mulliken

Ενώ η κλίμακα Pauling έχει να κάνει με την ενέργεια που συνδέεται με τους συνδέσμους, η κλίμακα του Robert Mulliken σχετίζεται περισσότερο με δύο άλλες περιοδικές ιδιότητες: την ενέργεια ιονισμού (EI) και την ηλεκτρονική συνάφεια (AE).

Έτσι, ένα στοιχείο με υψηλές τιμές των ΕΙ και ΑΕ είναι πολύ ηλεκτροαρνητικό και επομένως θα προσελκύσει ηλεκτρόνια από το μοριακό του περιβάλλον.

Γιατί; Επειδή η ΕΙ αντανακλά πόσο δύσκολο είναι να «τραβήξει» ένα εξωτερικό ηλεκτρόνιο και το ΑΕ πόσο σταθερό είναι το ανιόν που σχηματίζεται στη φάση αερίου. Εάν και οι δύο ιδιότητες έχουν μεγάλα μεγέθη, τότε το στοιχείο είναι "εραστής" των ηλεκτρονίων.

Οι ηλεκτροαρνητικές ιδιότητες του Mulliken υπολογίζονται με τον ακόλουθο τύπο:

ΧΜ = ½ (ΕΙ + ΑΕ)

Δηλαδή, χΜ είναι ίση με τη μέση τιμή των ΕΙ και ΑΕ.

Ωστόσο, σε αντίθεση με την κλίμακα Pauling που εξαρτάται από το ποια άτομα σχηματίζουν δεσμούς, σχετίζεται με τις ιδιότητες της κατάστασης σθένους (με τις πιο σταθερές ηλεκτρονικές διαμορφώσεις).

Και οι δύο κλίμακες παράγουν παρόμοιες τιμές ηλεκτροαρνησίας για τα στοιχεία και σχετίζονται κατά προσέγγιση με την ακόλουθη μετατροπή:

ΧP = 1,35 (ΧΜ)1/2 - 1.37

Τόσο η ΧΜ ως ΧP είναι αδιάστατες αξίες. δηλαδή, στερούνται μονάδων.

Κλίμακα του A.L. Allred και E.Rochow

Υπάρχουν και άλλες κλίμακες ηλεκτροαρνησίας, όπως οι Sanderson και Allen. Ωστόσο, αυτό που ακολουθεί τα δύο πρώτα είναι η κλίμακα των Allred και Rochow (χAR). Αυτή τη φορά βασίζεται στο αποτελεσματικό πυρηνικό φορτίο που βιώνει ένα ηλεκτρόνιο στην επιφάνεια των ατόμων. Επομένως, σχετίζεται άμεσα με την ελκυστική δύναμη του πυρήνα και την επίδραση οθόνης.

Πώς η ηλεκτροαρνησία ποικίλει στον περιοδικό πίνακα?

Ανεξάρτητα από τις κλίμακες ή τις τιμές που έχετε, η ηλεκτροαρνητικότητα αυξάνεται από δεξιά προς αριστερά για μια περίοδο και από κάτω προς τα πάνω στις ομάδες. Έτσι, αυξάνεται προς την άνω δεξιά διαγώνια (χωρίς να μετράει το ήλιο) μέχρι να συναντήσει το φθόριο.

Στην παραπάνω εικόνα μπορείτε να δείτε τι έχει ειπωθεί. Οι ηλεκτροαρνητικές ιδιότητες του Pauling εκφράζονται στον περιοδικό πίνακα σύμφωνα με τα χρώματα των κυττάρων. Καθώς το φθόριο είναι το πιο ηλεκτροαρνητικό, αντιστοιχεί σε ένα πιο εμφανές πορφυρό χρώμα, ενώ στα λιγότερο ηλεκτροαρνητικά (ή ηλεκτροθετικά) πιο σκούρα χρώματα.

Μπορεί επίσης να παρατηρηθεί ότι οι επικεφαλής των ομάδων (H, Be, B, C κ.λπ.) έχουν τα χρώματα πιο ανοιχτά και ότι καθώς κατεβαίνεις μέσα στην ομάδα τα άλλα στοιχεία γίνονται πιο σκούρα. Γιατί είναι αυτό; Η απάντηση είναι πάλι στις ιδιότητες EI, AE, Zef (αποτελεσματικό πυρηνικό φορτίο) και στην ατομική ακτίνα.

Το άτομο στο μόριο

Τα μεμονωμένα άτομα έχουν ένα πραγματικό πυρηνικό φορτίο Ζ και τα εξωτερικά ηλεκτρόνια υφίστανται ένα αποτελεσματικό πυρηνικό φορτίο λόγω της επίδρασης θωράκισης.

Καθώς κινείται μέσα σε μια περίοδο, ο Zef αυξάνεται με τέτοιο τρόπο ώστε το άτομο να συστέλλεται. δηλαδή, οι ατομικές ακτίνες μειώνονται σε μια περίοδο.

Αυτό έχει ως συνέπεια ότι, τη στιγμή της σύνδεσης ενός ατόμου με ένα άλλο, τα ηλεκτρόνια "θα ρέουν" προς το άτομο με μεγαλύτερο Zef. Επίσης, αυτό δίνει έναν ιοντικό χαρακτήρα στη σύνδεση εάν υπάρχει μια έντονη τάση των ηλεκτρονίων να πάνε προς ένα άτομο. Όταν αυτό δεν συμβαίνει, μιλάμε για ένα ομοιοπολικό δεσμό κυρίως.

Για το λόγο αυτό η ηλεκτρερνητικότητα ποικίλει ανάλογα με τις ατομικές ακτίνες Zef, οι οποίες με τη σειρά τους συνδέονται στενά με την ΕΙ και την ΑΕ. Όλα είναι αλυσίδα.

Γιατί είναι;?

Τι είναι η ηλεκτραρνητικότητα; Κατ 'αρχήν για να προσδιοριστεί εάν μια δυαδική ένωση είναι ομοιοπολική ή ιοντική. Όταν η διαφορά στην ηλεκτροαρνητικότητα είναι πολύ υψηλή (με ρυθμό 1.7 μονάδες ή περισσότερο), η ένωση λέγεται ότι είναι ιοντική. Επίσης, είναι χρήσιμο να διακρίνουμε σε μια δομή ποιες περιοχές θα είναι ενδεχομένως πλουσιότερες σε ηλεκτρόνια.

Από εδώ, μπορεί να προβλεφθεί ποιος μηχανισμός ή αντίδραση η ένωση μπορεί να υποβληθεί. Στις φτωχές περιοχές των ηλεκτρονίων, δ +, είναι δυνατόν τα αρνητικά φορτισμένα είδη να λειτουργούν με κάποιο τρόπο. και σε περιοχές πλούσιες σε ηλεκτρόνια, τα άτομα τους μπορούν να αλληλεπιδράσουν με πολύ συγκεκριμένους τρόπους με άλλα μόρια (διπολικές διπολικές αλληλεπιδράσεις).

Παραδείγματα (χλώριο, οξυγόνο, νάτριο, φθόριο)

Ποιες είναι οι τιμές ηλεκτροαρνησίας για τα άτομα χλωρίου, οξυγόνου, νατρίου και φθορίου; Μετά το φθόριο, ποιος είναι ο πιο ηλεκτροαρνητικός; Χρησιμοποιώντας τον περιοδικό πίνακα παρατηρείται ότι το νάτριο έχει σκούρο πορφυρό χρώμα, ενώ τα χρώματα για οξυγόνο και χλώριο είναι πολύ παρόμοια.

Οι αξίες της ηλεκτροαρνητικότητας για τις κλίμακες Pauling, Mulliken και Allred-Rochow είναι:

Na (0.93, 1.21, 1.01).

Ο (3.44, 3.22, 3.50).

Cl (3.16, 3.54, 2.83).

F (3.98, 4.43, 4.10).

Σημειώστε ότι με τις αριθμητικές τιμές παρατηρείται μια διαφορά μεταξύ των αρνητικών του οξυγόνου και του χλωρίου.

Σύμφωνα με την κλίμακα Mulliken, το χλώριο είναι πιο ηλεκτροαρνητικό από το οξυγόνο, σε αντίθεση με τις κλίμακες Pauling και Allred-Rochow. Η διαφορά στην ηλεκτραρνητικότητα μεταξύ των δύο στοιχείων είναι ακόμα πιο εμφανής χρησιμοποιώντας την κλίμακα Allred-Rochow. Και τέλος, το φθόριο ανεξάρτητα από την επιλεγμένη κλίμακα είναι το πιο ηλεκτροαρνητικό.

Επομένως, όπου υπάρχει ένα άτομο F σε ένα μόριο, αυτό σημαίνει ότι ο δεσμός θα έχει υψηλό ιοντικό χαρακτήρα.

Αναφορές

  1. Shiver & Atkins. (2008). Ανόργανη χημεία (Τέταρτη έκδοση, σελίδες 30 και 44). Mc Graw Hill.
  2. Jim Clark (2000). Ηλεκτροαρνησία. Από: chemguide.co.uk
  3. Anne Marie Helmenstine, Ph.D. (11 Δεκεμβρίου 2017). Ορισμός και παραδείγματα ηλεκτροαρνησίας. Από: thoughtco.com
  4. Mark E. Tuckerman. (05 Νοεμβρίου 2011). Ηλεκτρονική κλίμακα κλίμακας. Από: nyu.edu
  5. Wikipedia. (2018). Ηλεκτροαρνησία Λαμβάνεται από: en.wikipedia.org