ELEKTRONICKÁ AKTIVITA: STUPNICE, VARIACE, UŽITEČNOST A PŘÍKLADY - CHEMIE - 2025

Elektronegativita je periodická vlastnost relativní týkající se schopnosti atomu přitahovat elektrony hustotu své molekulární prostředí. Je to tendence atomu přitahovat elektrony, když je připojena k molekule. To se odráží v chování mnoha sloučenin a v tom, jak intermolekulárně interagují.

Ne všechny prvky přitahují elektrony ze sousedních atomů ve stejné míře. V případě těch, kteří se snadno vzdají hustoty elektronů, se říká, že jsou elektropositivní, zatímco ti, kteří se „pokrývají“ elektrony, jsou elektronegativní. Existuje mnoho způsobů, jak vysvětlit a dodržovat tuto vlastnost (nebo koncept).

Zdroj: Wikipedia Commons.

Například v mapách elektrostatického potenciálu pro molekulu (jako je ta pro oxid chloričitý na obrázku výše, ClO ₂) je pozorován účinek různých elektronegativit pro atomy chloru a kyslíku.

Červená barva označuje oblasti molekuly bohaté na elektrony, 8 a modrá barva označuje oblasti, které jsou elektronově chudé, 5 +. Takto lze po sérii výpočetních výpočtů vytvořit tento typ mapy; mnoho z nich ukazuje přímý vztah mezi umístěním elektronegativních atomů a δ-.

Může být také vizualizováno následovně: v molekule je tranzit elektronů pravděpodobnější v blízkosti nejvíce elektronegativních atomů. Z tohoto důvodu jsou atomy kyslíku (červené koule) pro ClO ₂ obklopeny červeným mrakem, zatímco atom chloru (zelená koule) namodralým mrakem.

Definice elektronegativity závisí na přístupu, který je danému jevu dán, existuje několik stupnic, které jej berou v úvahu z určitých hledisek. Všechna měřítka však mají společné, že jsou podporována vnitřní povahou atomů.

Měřítka elektronegativity

Elektronegativita není vlastnost, kterou lze kvantifikovat, ani nemá absolutní hodnoty. Proč? Protože tendence atomu přitahovat elektronovou hustotu k němu není stejná ve všech sloučeninách. Jinými slovy: elektronegativita se liší v závislosti na molekule.

Pokud se pro ClO ₂ molekuly, atom chloru byly vyměněny pro atom dusíku, potom je tendence O přitahovat elektrony by také změnit; mohl by se zvýšit (učinit cloud červenější) nebo snížit (ztratit barvu). Rozdíl by spočíval v nové vytvořené vazbě NO, která by měla molekulu ONO (oxid dusičitý, NO ₂).

Protože elektronegativita atomu není stejná pro celé jeho molekulární okolí, je nutné jej definovat jako jiné proměnné. Tímto způsobem máme hodnoty, které slouží jako reference a které umožňují předpovídat například typ vytvořené vazby (iontový nebo kovalentní).

Paulingova stupnice

Velký vědec a vítěz dvou Nobelových cen Linus Pauling navrhl v roce 1932 kvantitativní (měřitelnou) formu elektronegativu známého jako Paulingova stupnice. V něm byla elektronegativita dvou prvků, A a B, vytvářejících vazby, spojena s extra energií spojenou s iontovým charakterem vazby AB.

Jak je to? Teoreticky kovalentní vazby jsou nejstabilnější, protože rozdělení jejich elektronů mezi dva atomy je spravedlivé; to znamená, že pro molekuly AA a BB oba atomy sdílejí pár elektronů vazby stejným způsobem. Pokud je však A více elektronegativní, pak bude tento pár více z A než z B.

V tomto případě AB již není zcela kovalentní, i když se jeho elektronegativity příliš neliší, lze říci, že jeho vazba má vysoký kovalentní charakter. Když k tomu dojde, vazba prochází malou nestabilitou a získává další energii jako produkt rozdílu elektronegativity mezi A a B.

Čím větší je tento rozdíl, tím větší je energie AB vazby, a tím větší iontový charakter této vazby.

Tato stupnice představuje nejrozšířenější chemii a hodnoty elektronegativit vzešly z přiřazení hodnoty atomu fluoru 4. Odtud mohli vypočítat, že z ostatních prvků.

Mullikenova stupnice

Zatímco Paulingova škála souvisí s energií spojenou s vazbami, škála Roberta Mullikena souvisí spíše se dvěma dalšími periodickými vlastnostmi: ionizační energií (EI) a elektronovou afinitou (AE).

Prvek s vysokými hodnotami EI a AE je tedy velmi elektronegativní, a proto přitahuje elektrony ze svého molekulárního prostředí.

Proč? Protože EI odráží, jak obtížné je „vytrhnout“ z něj vnější elektron a AE, jak stabilní je vytvořený anion v plynné fázi. Pokud mají obě vlastnosti vysoké hodnoty, pak je prvek „milencem“ elektronů.

Mullikenovy elektronegativity se počítají podle následujícího vzorce:

Χ _M = ½ (EI + AE)

To znamená, že χ _M se rovná průměrné hodnotě EI a AE.

Avšak na rozdíl od Paulingovy stupnice, která závisí na tom, které atomy tvoří vazby, souvisí s vlastnostmi valenčního stavu (s jeho nejstabilnějšími elektronickými konfiguracemi).

Obě stupnice generují podobné hodnoty elektronegativity pro prvky a jsou přibližně vztaženy k následující přeměně:

Χ _P = 1,35 (Χ _M) ^1/2 - 1,37

Oba X _M a X _P jsou bezrozměrné hodnoty; to znamená, že jim chybí jednotky.

Měřítko AL Allred a E. Rochow

Existují i ​​jiné stupnice elektronegativity, například Sandersonova a Allenova stupnice. Ten, který následuje první dva, je však stupnice Allred a Rochow (χ _AR). Tentokrát je to založeno na účinném jaderném náboji, který elektron zažívá na povrchu atomů. Proto přímo souvisí s přitažlivou silou jádra a efektem obrazovky.

Jak se liší elektronická aktivita v periodické tabulce?

Zdroj: Bartux na nl.wikipedia.

Bez ohledu na váhu nebo hodnotu, kterou máte, se elektronegativita zvyšuje po určitou dobu zprava doleva a ve skupinách zdola nahoru. Zvyšuje se tak směrem k pravé horní diagonále (nepočítá se helium), dokud nenarazí na fluór.

Na obrázku výše vidíte, co bylo právě řečeno. V periodické tabulce jsou Paulingovy elektronegativity vyjádřeny jako funkce barev buněk. Protože fluor je nejvíce elektronegativní, má výraznější fialovou barvu, zatímco nejméně elektronegativní (nebo elektropozitivní) tmavší barvy.

Podobně lze pozorovat, že hlavy skupin (H, Be, B, C atd.) Mají světlejší barvy a že jakmile sestoupí skrz skupinu, ostatní prvky ztmavnou. O čem to je? Odpověď je opět jak ve vlastnostech EI, AE, Zef (efektivní jaderný náboj), tak v atomovém poloměru.

Atom v molekule

Jednotlivé atomy mají skutečný jaderný náboj Z a vnější elektrony trpí účinným nukleárním nábojem od stínění.

Jak se pohybuje v období, Zef se zvyšuje tak, že se atom smršťuje; to znamená, že atomové poloměry se v průběhu času snižují.

To má za následek, že v okamžiku spojení jednoho atomu s druhým budou elektrony „proudit“ k atomu s nejvyšší Zef. To také dává iontovému charakteru vazbě, pokud existuje výrazná tendence elektronů směřovat k atomu. Pokud tomu tak není, pak mluvíme o převážně kovalentním svazku.

Z tohoto důvodu se elektronegativita liší podle atomových poloměrů Zef, které zase úzce souvisí s EI a AE. Všechno je řetěz.

K čemu to je?

Na co je elektronegativita? V zásadě určit, zda je binární sloučenina kovalentní nebo iontová. Když je rozdíl elektronegativity velmi vysoký (při rychlosti 1,7 jednotky nebo více), je sloučenina označena jako iontová. Je také užitečné pro rozeznání struktury, které oblasti budou pravděpodobně bohatší na elektrony.

Odtud lze předvídat, jaký mechanismus nebo reakce může sloučenina podstoupit. V elektronicky chudých regionech mohou 5, negativně nabité druhy působit určitým způsobem; a v oblastech bohatých na elektrony mohou jejich atomy interagovat velmi specificky s jinými molekulami (interakce dipól-dipól).

Příklady (chlor, kyslík, sodík, fluor)

Jaké jsou hodnoty elektronegativity pro atomy chloru, kyslíku, sodíku a fluoru? Kdo je po fluoru nejvíce elektronegativní? S použitím periodické tabulky je pozorováno, že sodík má tmavě fialovou barvu, zatímco barvy pro kyslík a chlor jsou vizuálně velmi podobné.

Jeho hodnoty elektronegativity pro váhy Pauling, Mulliken a Allred-Rochow jsou:

Na (0,93, 1,21, 1,01).

Nebo (3,44, 3,22, 3,50).

Cl (3,16, 3,54, 2,83).

F (3,98, 4,43, 4,10).

U číselných hodnot je pozorován rozdíl mezi negativitou kyslíku a chloru.

Podle Mullikenovy stupnice je chlor více elektronegativní než kyslík, na rozdíl od Paulingovy a Allred-Rochowovy stupnice. Rozdíl v elektronegativitě mezi těmito dvěma prvky je ještě patrnější pomocí stupnice Allred-Rochow. A konečně, fluor bez ohledu na zvolené měřítko je nejvíce elektronegativní.

Proto, pokud je v molekule atom F, znamená to, že vazba bude mít vysoký iontový charakter.

Reference

1. Shiver & Atkins. (2008). Anorganická chemie. (Čtvrté vydání., Strany 30 a 44). Mc Graw Hill.
2. Jim Clark. (2000). Elektronegativita. Převzato z: chemguide.co.uk
3. Anne Marie Helmenstine, Ph.D. (11. prosince 2017). Definice a příklady elektroegativity. Převzato z: thinkco.com
4. Mark E. Tuckerman. (5. listopadu 2011). Měřítko elektronegativity. Převzato z: nyu.edu
5. Wikipedia. (2018). Elektronegativita. Převzato z: es.wikipedia.org