ELEKTRONEGATIVITET: SKALOR, VARIATION, ANVÄNDBARHET OCH EXEMPEL - KEMI - 2026

Den elektronegativitet är en periodisk egenskap relativ om förmågan av en atom att attrahera elektrontätheten av dess molekyl miljö. Det är en atoms tendens att locka till sig elektroner när den är kopplad till en molekyl. Detta återspeglas i beteendet hos många föreningar och i hur de interagerar intermolekylärt med varandra.

Inte alla element lockar elektroner från angränsande atomer i samma grad. När det gäller de som lätt ger upp elektrondensitet sägs de vara elektropositiva, medan de som "täcker" sig själva med elektroner är elektronegativa. Det finns många sätt att förklara och observera denna egenskap (eller koncept).

Källa: Wikipedia Commons.

Till exempel, i de elektrostatiska potentiella kartorna för en molekyl (som den för klordioxid i bilden ovan, ClO ₂ ), observeras effekten av olika elektronegativiteter för klor- och syreatomerna.

Den röda färgen indikerar de elektronrika regionerna i molekylen, 5-, och den blå färgen indikerar de som är elektronfattiga, 5 +. Således, efter en serie beräkningar, kan denna typ av karta fastställas; många av dem visar ett direkt samband mellan platsen för de elektronegativa atomerna och 5.

Det kan också visualiseras enligt följande: inom en molekyl är det troligt att transiteringen av elektroner inträffar i närheten av de mest elektronegativa atomerna. Det är av denna anledning som syreatomerna (de röda sfärerna) för ClO ₂ omges av ett rött moln, medan kloratomen (den gröna sfären) är ett blåaktig moln.

Definitionen av elektronegativitet beror på den metod som ges till fenomenet, det finns flera skalor som betraktar det från vissa aspekter. Men alla skalor har gemensamt att de stöds av atomernas egen natur.

Elektronegativitetsskalor

Elektronegativitet är inte en egenskap som kan kvantifieras och har inte heller absoluta värden. Varför? Eftersom en atoms tendens att attrahera elektrondensitet mot den inte är densamma i alla föreningar. Med andra ord: elektronegativitet varierar beroende på molekylen.

Om Cl- _2- molekylen för ClO2-molekylen byttes mot N-atomen, skulle också tendensen för O att locka elektroner förändras; det kan öka (göra molnet rödare) eller minska (förlora färg). Skillnaden skulle ligga i den nya bildade NO-bindningen och därmed ha ONO-molekylen (kvävedioxid, NO ₂ ).

Eftersom en atoms elektronegativitet inte är densamma för alla dess molekylära omgivningar, är det nödvändigt att definiera den i termer av andra variabler. På detta sätt har vi värden som fungerar som en referens och som möjliggör förutsägelse av till exempel vilken 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 elektronegativet känt som Pauling-skalan. I den var elektronegativiteten för två element, A och B, som bildar bindningar, relaterad till den extra energin som är förknippad med den joniska karaktären hos bindningen AB.

Hur är detta? Teoretiskt sett är kovalenta bindningar de mest stabila, eftersom fördelningen av deras elektroner mellan två atomer är rättvis; det vill säga, för molekyler AA och BB delar båda atomer paret av elektroner i bindningen på samma sätt. Men om A är mer elektronegativt kommer paret att vara mer från A än från B.

I så fall är AB inte längre fullständigt kovalent, även om dess elektronegativiteter inte skiljer sig mycket, kan man säga att dess bindning har en hög kovalent karaktär. När detta händer genomgår bindningen en liten instabilitet och får extra energi som en produkt av elektronegativitetsskillnaden mellan A och B.

Ju större denna skillnad, desto större är AB-bindningens energi, och följaktligen desto större jonskaraktär hos denna bindning.

Denna skala representerar den mest använda inom kemi, och elektronegativitetsvärdena uppstod från tilldelningen av ett värde på 4 för fluoratom. Därifrån kunde de beräkna det för de andra elementen.

Mulliken skala

Medan Pauling-skalan har att göra med den energi som är förknippad med bindningarna, är Robert Mulliken-skalan mer relaterad till två andra periodiska egenskaper: joniseringsenergi (EI) och elektronaffinitet (AE).

Således är ett element med höga EI- och AE-värden mycket elektronegativt och kommer därför att locka elektroner från dess molekylära miljö.

Varför? Eftersom EI återspeglar hur svårt det är att "riva" en extern elektron från den, och AE hur stabil den bildade anjonen är i gasfasen. Om båda egenskaperna har höga magneter är elementet "älskare" av elektroner.

Mulliken-elektronegativiteterna beräknas med följande formel:

Χ _M = ½ (EI + AE)

Det vill säga χ _M är lika med medelvärdet för EI och AE.

Till skillnad från Pauling-skalan, som beror på vilka atomer som bildar bindningar, är det relaterat till egenskaperna hos valenstillståndet (med deras mest stabila elektroniska konfigurationer).

Båda skalorna genererar liknande elektronegativitetsvärden 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 dimensionlösa värden; det vill säga de saknar enheter.

AL Allred och E. Rochow skala

Det finns andra skalor för elektronegativitet, till exempel Sanderson- och Allen-skalan. Men den som följer de första två är Allred och Rochow skalan (χ _AR ). Den här gången är det baserat på den effektiva kärnkraftsladdningen som en elektron upplever på atomens yta. Därför är det direkt relaterat till den attraktiva kraften i kärnan och skärmeffekten.

Hur varierar elektronegativiteten i det periodiska systemet?

Källa: Bartux på nl.wikipedia.

Oavsett vilka skalor eller värden du har ökar elektronegativiteten från höger till vänster under en period och från botten till topp i grupper. Således ökar den mot den övre högra diagonalen (räknar inte helium) tills den möter fluor.

På bilden ovan kan du se vad som just har sagts. I den periodiska tabellen uttrycks Pauling-elektronegativiteterna som en funktion av cellernas färger. Eftersom fluor är den mest elektronegativa, har den en mer framträdande lila färg, medan de minst elektronegativa (eller elektropositiva) mörkare färger.

På samma sätt kan det observeras att huvuden för grupper (H, Be, B, C, etc.) har de ljusare färgerna, och att när man kommer ner genom gruppen blir de andra elementen mörkare. Vad handlar det här om? Svaret återigen ligger både i egenskaperna EI, AE, Zef (effektiv kärnladdning) och i atomradie.

Atomen i molekylen

De enskilda atomerna har en verklig kärnladdning Z och de externa elektronerna har en effektiv kärnladdning från skärmningseffekten.

När den rör sig över en period ökar Zef på ett sådant sätt att atomen samlas; det vill säga atomradierna reduceras under en period.

Detta har konsekvensen att elektronerna i det ögonblick att binda en atom till en annan kommer att "flöda" mot atomen med den högsta Zef. Detta ger också en jonisk karaktär till bindningen om det finns en markant tendens för elektroner att gå mot en atom. När detta inte är fallet, talar vi om en övervägande kovalent bindning.

Av denna anledning varierar elektronegativiteten beroende på atomradierna, Zef, som i sin tur är nära besläktade 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 elektronegativitetsskillnaden är mycket hög (med en hastighet av 1,7 enheter eller mer) sägs föreningen vara jonisk. Det är också användbart för att urskilja i en struktur vilka regioner som eventuellt kommer att vara rikare på elektroner.

Härifrån kan det förutsägas vilken mekanism eller reaktion föreningen kan genomgå. I elektronfattiga regioner kan 5 +, negativt laddade arter agera på ett visst sätt; och i elektronrika regioner kan deras atomer interagera på mycket specifika sätt med andra molekyler (dipol-dipol-interaktioner).

Exempel (klor, syre, natrium, fluor)

Vilka är elektronegativitetsvärdena för klor, syre, natrium och fluoratomer? Vem är den mest elektronegativa efter fluor? Med hjälp av det periodiska systemet observeras att natrium har en mörk lila färg, medan färgerna för syre och klor visuellt är mycket lika.

Dess elektronegativitetsvärden för Pauling, Mulliken och Allred-Rochow skalorna är:

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).

Observera att med de numeriska värdena observeras en skillnad mellan negativiteten mellan syre och klor.

Enligt Mulliken-skalan är klor mer elektronegativt än syre, i motsats till Pauling- och Allred-Rochow-vågen. Elektronegativitetsskillnaden mellan de två elementen är ännu tydligare med Allred-Rochow-skalan. Och slutligen är fluor oavsett den valda skalan den mest elektronegativa.

Därför, där det finns en F-atom i en molekyl, betyder det att bindningen kommer att ha en hög jonisk karaktär.

referenser

1. Shiver & Atkins. (2008). Oorganisk kemi. (Fjärde upplagan, sidorna 30 och 44). Mc Graw Hill.
2. Jim Clark. (2000). Elektronnegativitet. Hämtad från: chemguide.co.uk
3. Anne Marie Helmenstine, Ph.D. (11 december 2017). Elektronegativitetsdefinition och exempel. Hämtad från: thoughtco.com
4. Mark E. Tuckerman. (5 november 2011). Elektronegativitetsskala. Hämtad från: nyu.edu
5. Wikipedia. (2018). Elektronnegativitet. Hämtad från: es.wikipedia.org