ELEKTRONEGATIVITET: SKALAER, VARIASJON, VERKTØY OG EKSEMPLER - KJEMI - 2026

Den elektronegativitet er en periodisk egenskap i forhold vedrørende evnen til et atom for å tiltrekke elektrontettheten av sin molekylære miljø. Det er tendensen til et atom å tiltrekke seg elektroner når det er festet til et molekyl. Dette gjenspeiles i atferden til mange forbindelser og i hvordan de interagerer intermolekylært med hverandre.

Ikke alle elementer tiltrekker seg elektroner fra tilstøtende atomer i samme grad. Når det gjelder de som lett gir opp elektrontetthet, sies de å være elektropositive, mens de som "dekker" seg med elektroner er elektronegative. Det er mange måter å forklare og observere denne egenskapen (eller konseptet).

Kilde: Wikipedia Commons.

For eksempel, i elektrostatisk potensielle kart for et molekyl (som det for klordioksyd på bildet over, ClO ₂ ), observeres effekten av forskjellige elektronegativiteter for klor og oksygenatomer.

Den røde fargen indikerer de elektronrike områdene i molekylet, δ-, og den blå fargen indikerer de som er elektronfattige, δ +. Således, etter en serie beregningsberegninger, kan denne typen kart etableres; mange av dem viser en direkte sammenheng mellom plasseringen av de elektronegative atomer og-.

Det kan også visualiseres på følgende måte: i et molekyl er det mer sannsynlig at elektrontransport vil skje i nærheten av de mest elektronegative atomer. Det er av denne grunn at oksygenatomene (de røde kulene) for ClO ₂ er omgitt av en rød sky, mens kloratomet (den grønne sfæren) er en blåaktig sky.

Definisjonen av elektronegativitet avhenger av tilnærmingen som blir gitt til fenomenet, det er flere skalaer som vurderer det fra visse aspekter. Imidlertid har alle skalaene til felles at de støttes av atomenes egenart.

Elektronegativitetsskala

Elektronegativitet er ikke en egenskap som kan kvantifiseres, og har heller ikke absolutte verdier. Hvorfor? Fordi et atoms tendens til å tiltrekke elektrontetthet mot det ikke er den samme i alle forbindelser. Med andre ord: elektronegativitet varierer avhengig av molekylet.

Hvis Cl-atomet ble byttet ut for N-atomet for ClO _2- molekylet, ville også tendensen til O til å tiltrekke seg elektroner endre seg; det kan øke (gjøre skyen rødere) eller redusere (miste farge). Forskjellen vil ligge i den nye NO-bindingen som dannes, og dermed ha ONO-molekylet (nitrogen dioxide, NO ₂ ).

Ettersom elektronets negativitet ikke er den samme for alle dens molekylære omgivelser, er det nødvendig å definere det i form av andre variabler. På denne måten har vi verdier som fungerer som en referanse og som gjør det mulig å forutsi for eksempel hvilken type binding som dannes (ionisk eller kovalent).

Pauling skala

Den store forskeren og vinneren av to nobelpriser, Linus Pauling, foreslo i 1932 en kvantitativ (målbar) form av elektronegativet kjent som Pauling-skalaen. I den var elektronegativiteten til to elementer, A og B, som danner bindinger, relatert til den ekstra energien assosiert med den ioniske karakteren til bindingen AB.

Hvordan er dette? Teoretisk er kovalente bindinger de mest stabile, siden fordelingen av elektronene deres mellom to atomer er rettferdig; det vil si at for molekyler AA og BB deler begge atomene paret av elektroner i bindingen på samme måte. Imidlertid, hvis A er mer elektronegativt, vil det paret være mer fra A enn fra B.

I så fall er AB ikke lenger fullstendig kovalent, selv om dens elektronegativiteter ikke skiller seg mye, kan det sies at bindingen har en høy kovalent karakter. Når dette skjer, gjennomgår bindingen en liten ustabilitet og skaffer seg ekstra energi som et produkt av elektronegativitetsforskjellen mellom A og B.

Jo større denne forskjellen, desto større er energien til AB-bindingen, og følgelig desto større er den ioniske karakteren til den bindingen.

Denne skalaen representerer den mest brukte i kjemi, og elektronegativitetsverdiene oppsto ved tildelingen av en verdi på 4 for fluoratom. Derfra kunne de beregne det av de andre elementene.

Mulliken skala

Mens Pauling-skalaen har å gjøre med energien knyttet til bindingene, er Robert Mulliken-skalaen mer relatert til to andre periodiske egenskaper: ioniseringsenergi (EI) og elektronaffinitet (AE).

Dermed er et element med høye EI- og AE-verdier veldig elektronegativt, og vil derfor tiltrekke elektroner fra dets molekylære miljø.

Hvorfor? Fordi EI reflekterer hvor vanskelig det er å "rive" et eksternt elektron fra det, og AE hvor stabilt anjonen som er dannet er i gassfasen. Hvis begge egenskapene har høye størrelser, er elementet "elsker" av elektroner.

Mulliken-elektronegativitetene beregnes med følgende formel:

Χ _M = ½ (EI + AE)

Det vil si at χ _M er lik gjennomsnittsverdien til EI og AE.

I motsetning til Pauling-skalaen som avhenger av hvilke atomer som danner bindinger, er den imidlertid relatert til egenskapene til valensstaten (med deres mest stabile elektroniske konfigurasjoner).

Begge skalaene genererer lignende elektronegativitetsverdier for elementene og er omtrent relatert til følgende omstilling:

Χ _P = 1,35 (Χ _M ) ^1/2 - 1,37

Både X _M og X _P er dimensjonsløse verdier; det vil si at de mangler enheter.

AL Allred og E. Rochow skala

Det er andre elektronegativitetsskalaer, for eksempel Sanderson- og Allen-skalaen. Den som følger de to første er imidlertid Allred og Rochow skalaen (χ _AR ). Denne gangen er det basert på den effektive kjernefysiske ladningen som et elektron opplever på overflaten av atomene. Derfor er det direkte relatert til den attraktive kraften til kjernen og skjermeffekten.

Hvordan varierer elektronegativitet på det periodiske systemet?

Kilde: Bartux på nl.wikipedia.

Uansett hvilken skala eller verdi du har, øker elektronegativiteten fra høyre til venstre i en periode, og fra bunn til topp i grupper. Dermed øker den mot den øverste høyre diagonalen (teller ikke helium) til den møter fluor.

På bildet over kan du se hva som nettopp er sagt. I den periodiske tabellen er Pauling-elektronegativitetene uttrykt som en funksjon av fargene på cellene. Siden fluor er den mest elektronegative, har den en mer fremtredende lilla farge, mens de minst elektronegative (eller elektropositive) mørkere farger.

På samme måte kan det sees at gruppehodene (H, Be, B, C, etc.) har lysere farger, og at når en kommer ned gjennom gruppen, blir de andre elementene mørkere. Hva handler dette om? Svaret er igjen både i egenskapene EI, AE, Zef (effektiv atomladning) og i atomradiusen.

Atomet i molekylet

De enkelte atomene har en reell kjernefysisk ladning Z og de eksterne elektronene har en effektiv kjernefysisk ladning fra skjermingseffekten.

Når det beveger seg over en periode, øker Zef på en slik måte at atomet trekker seg sammen; det vil si at atomradiene blir redusert over en periode.

Dette har den konsekvensen at elektronene i det øyeblikket de binder et atom til et annet, vil "strømme" mot atomet med den høyeste Zef. Dette gir også en ionisk karakter til bindingen hvis det er en markert tendens for at elektroner går mot et atom. Når dette ikke er tilfelle, snakker vi om en overveiende kovalent binding.

Av denne grunn varierer elektronegativiteten i henhold til atomradiene, Zef, som igjen er nært beslektet med EI og AE. Alt er en kjede.

Hva er den til?

Hva er elektronegativitet for? I prinsippet for å bestemme om en binær forbindelse er kovalent eller ionisk. Når elektronegativitetsforskjellen er veldig høy (med en hastighet på 1,7 enheter eller mer) sies forbindelsen å være ionisk. Det er også nyttig å skille i en struktur hvilke regioner som muligens vil være rikere på elektroner.

Herfra kan det spås hvilken mekanisme eller reaksjon forbindelsen kan gjennomgå. I elektronfattige regioner kan δ +, negativt ladede arter opptre på en viss måte; og i elektronrike regioner kan atomene deres interagere på veldig spesifikke måter med andre molekyler (dipol-dipol-interaksjoner).

Eksempler (klor, oksygen, natrium, fluor)

Hva er elektronegativitetsverdiene for klor, oksygen, natrium og fluoratomer? Etter fluor, hvem er den mest elektronegative? Ved bruk av det periodiske systemet blir det observert at natrium har en mørk lilla farge, mens fargene for oksygen og klor er visuelt veldig like.

Dens elektronegativitetsverdier for Pauling, Mulliken og Allred-Rochow skalaene 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).

Merk at med de numeriske verdiene blir det observert en forskjell mellom negativitetene til oksygen og klor.

I følge Mulliken-skalaen er klor mer elektronegativt enn oksygen, i motsetning til Pauling- og Allred-Rochow-skalaene. Elektronegativitetsforskjellen mellom de to elementene er enda tydeligere ved bruk av Allred-Rochow-skalaen. Og til slutt, fluor uansett hvilken skala som er valgt er den mest elektronegative.

Derfor, der det er et F-atom i et molekyl, betyr det at bindingen vil ha en høy ionisk karakter.

referanser

1. Shiver & Atkins. (2008). Uorganisk kjemi. (Fjerde utgave., Side 30 og 44). Mc Graw Hill.
2. Jim Clark. (2000). Elektro. Hentet fra: chemguide.co.uk
3. Anne Marie Helmenstine, Ph.D. (11. desember 2017). Elektronegativitetsdefinisjon og eksempler. Hentet fra: thoughtco.com
4. Mark E. Tuckerman. (5. november 2011). Elektronegativitetsskala. Hentet fra: nyu.edu
5. Wikipedia. (2018). Elektro. Hentet fra: es.wikipedia.org