Elektronegativitet: skalor, variation, nytta och exempel
Elektronegativitet är en relativ periodisk egenskap som rör förmågan hos en atom att locka till sig elektronisk densitet från sin molekylära miljö. Det är en atoms tendens att locka till elektroner när den är bunden till en molekyl. Detta återspeglas i beteendet hos många föreningar och hur de interagerar intermolekylärt med varandra.
Inte alla element lockar elektroner från närliggande atomer i lika stor utsträckning. När det gäller de som enkelt ger elektronisk densitet, sägs de vara elektropositiva, medan de som "täcker" sig med elektroner är elektronegativa . Det finns många sätt att förklara och observera den här egenskapen (eller konceptet).
Exempelvis observeras i kartor över elektrostatiska potentialer för en molekyl (såsom klordioxid i bilden ovan, ClO 2 ) effekten av de olika elektronegativiteterna för klor- och syreatomerna.
Den röda färgen indikerar molekylens elektronrika regioner, δ- och den blåfärgen de som är elektron-fattiga, δ +. Således, efter en rad beräkningsberäkningar, kan denna typ av kartor etableras; många av dem visar ett direkt samband mellan placeringen av de elektronegativa atomer och δ-.
Det kan också visualiseras enligt följande: inom en molekyl är sannolikheten för transitt av elektroner i närheten av fler elektronegativa atomer. Det är av den anledningen att för ClO 2 är syreatomerna (de röda kulorna) omgivna av ett rött moln medan kloratomen (den gröna sfären) av ett blåaktigt moln.
Definitionen av elektronegativitet beror på det tillvägagångssätt som ges till fenomenet, existerande flera skalor som anser det från vissa aspekter. Alla skalor har dock gemensamt att de stöds av atomernas inneboende karaktär.
Elektronegativitetsskalor
Elektronegativiteten är inte en egenskap som kan kvantifieras eller har absoluta värden. Varför? Eftersom tendensen hos en atom att attrahera elektronisk densitet mot den är inte densamma i alla föreningarna. Med andra ord: elektronegativitet varierar beroende på molekylen.
Om, för ClO2-molekylen, Cl-atomen ersattes av N-atomen, då skulle O-tendensen att locka till elektronerna också förändras; det kan öka (göra molnet rädda) eller minska (förlora färg). Skillnaden skulle ligga i den nya NO-formade bindningen, för att ha ONO-molekylen (kvävedioxid, NO 2 ).
Eftersom en atoms elektronegativitet inte är densamma för alla dess molekylära miljöer, är det nödvändigt att definiera det i termer av andra variabler. På så sätt har vi värden som fungerar som referens och som låter oss förutse exempelvis den typ av bindning som bildas (jonisk eller kovalent).
Pauling skala
Den stora forskaren och vinnaren av två Nobelpriser, Linus Pauling, föreslog 1932 en kvantitativ (mätbar) form av det elektronegativ som kallas Pauling-skalan. I det hänvisades elektronegativiteten hos två element, A och B, som bildar bindningar, till den extra energi som är associerad med AB-bindningens joniska karaktär.
Hur är det här? Teoretiskt är kovalenta bindningar det mest stabila, eftersom fördelningen av deras elektroner mellan två atomer är rättvis; det vill säga för AA- och BB-molekylerna delar båda atomerna elektronparet på bindningen på samma sätt. Om A är mer elektronegativ, så kommer det paret att vara mer än A än B.
I detta fall är AB inte längre fullständigt kovalent, men om dess elektronegativiteter inte skiljer sig mycket, kan det sägas att dess bindning har en hög kovalent karaktär. När detta händer, får bindningen en liten instabilitet och förvärvar extra energi som en produkt av elektronegativitetsskillnaden mellan A och B.
Ju större denna skillnad är, desto högre är effekten av länken AB, och följaktligen desto större är den joniska karaktären hos länken.
Denna skala representerar den mest använda i kemi, och värdena för elektronegativiteter uppstod från uppgiften av ett värde av 4 för fluoratom. Därifrån kunde de beräkna de övriga elementen.
Mulliken skala
Medan Pauling-skalan har att göra med energin i samband med länkarna, beror Robert Mullikens skala mer på två andra periodiska egenskaper: joniseringsenergin (EI) och den elektroniska affiniteten (AE).
Således är ett element med höga värden av EI och AE mycket elektronegativ och kommer därför att locka elektroner från dess molekylära miljö.
Varför? Eftersom EI återspeglar hur svårt det är att "dra" en extern elektron och AE hur stabil är anjonen bildad i gasfasen. Om båda egenskaperna har höga storlekar, är elementet "älskare" av elektronerna.
Elektronlikegativiteterna för Mulliken beräknas med följande formel:
Χ M = ½ (EI + AE)
Det vill säga, χ M är lika med medelvärdet för EI och AE.
Men i motsats till Paulingskalan som beror på vilka atomer som bildar bindningar, är det relaterat till egenskaper hos valensstaten (med dess mer stabila elektroniska konfigurationer).
Båda vågarna genererar liknande värden av elektronegativitet för elementen och är ungefär relaterade till följande omvandling:
Χ P = 1, 35 (Χ M ) 1/2 - 1.37
Både X M och X P är dimensionella värden; det vill säga de saknar enheter.
Skala av AL Allred och E.Rochow
Det finns andra vågar av elektronegativitet, som Sanderson och Allen. Men den som följer de första två är skalan av Allred och Rochow (χ AR ). Den här gången är den baserad på effektiv kärnladdning en elektronupplevelse på ytan av atomer. Därför är det direkt relaterat till kärnans attraktiva styrka och skärmseffekten.
Hur varierar elektronegativitet i det periodiska bordet?
Oavsett vågar eller värden du har, ökar elektronegativiteten från höger till vänster under en period och från botten till toppen i grupperna. Således ökar den mot höger diagonal (utan att räkna helium) tills det möter fluor.
I bilden ovan kan du se vad som just har sagts. Paulingelektronegativiteterna uttrycks i det periodiska bordet enligt cellernas färger. Eftersom fluoren är den mest elektronegativa, motsvarar den en mer framträdande lila färg, samtidigt som de mindre elektronegativa (eller elektromagnetiska) mörkare färgerna.
Det kan också observeras att gruppernas huvuden (H, Be, B, C, etc.) har färgerna ljusare och att när du går ner genom gruppen blir de andra elementen mörkare. Varför är det här? Svaret är återigen i egenskaperna EI, AE, Zef (effektiv kärnladdning) och i atomraden.
Atomen i molekylen
De enskilda atomerna har en verklig nukleär laddning Z och de yttre elektronerna lider av en effektiv kärnladdning på grund av avskärmningseffekten.
När det rör sig genom en period ökar Zef på ett sådant sätt att atomen kontraherar; det vill säga atomraderna reduceras under en period.
Detta medför att i samband med att en atom kopplas till en annan, kommer elektronerna att "strömma" mot atomen med större Zef. Dessutom ger detta en jonisk karaktär för länken om det finns en markerad tendens hos elektronerna att gå mot en atom. När detta inte är fallet talar vi om en övervägande kovalent bindning.
Av denna anledning varierar elektronegativiteten enligt atomradiusen, Zef, som i sin tur är nära besläktad med EI och AE. Allt är en kedja.
Vad är det för?
Vad är elektronegativitet för? I princip för att bestämma om en binär förening är kovalent eller jonisk. När skillnaden i elektronegativitet är mycket hög (med en hastighet av 1, 7 enheter eller mer) sägs föreningen vara jonisk. Det är också användbart att urskilja i en struktur vilka regioner eventuellt är rikaste i elektroner.
Härifrån kan det förutses vilken mekanism eller reaktion föreningen kan genomgå. I fattiga områden av elektroner, δ +, är det möjligt att negativt laddade arter arbetar på ett visst sätt; och i områden rik på elektroner kan deras atomer interagera på mycket specifika sätt med andra molekyler (dipol-dipol-interaktioner).
Exempel (klor, syre, natrium, fluor)
Vad är värdena för elektronegativitet för klor, syre, natrium och fluoratomer? Efter fluor, vem är den mest elektronegativa? Med hjälp av det periodiska bordet observeras att natrium har en mörk lila färg, medan färgerna för syre och klor är visuellt mycket likartade.
Dess värden av elektronegativiteter för Pauling, Mulliken och Allred-Rochow skalor är:
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).
Observera att med de numeriska värdena finns en skillnad mellan negativiteten hos syre och klor.
Enligt Mulliken-skalan är klor mer elektronegativ än syre, till skillnad från Pauling och Allred-Rochow-skalorna. Skillnaden i elektronegativitet mellan båda elementen är ännu tydligare med Allred-Rochow-skalan. Och slutligen är fluoren oavsett den valda skalan den mest elektronegativa.
Därför, där det finns en atom av F i en molekyl, betyder det att bindningen kommer att ha en hög jonisk karaktär.
