Elektronegativitāte: kas tā ir, Paulinga skala un periodiskā tendence
Uzzini, kas ir elektronegativitāte, kā darbojas Paulinga skala un periodiskā tendence — skaidri, ar piemēriem, aprēķiniem un praktisku pielietojumu ķīmijā.
Elektronegativitāte (simbols χ) ir ķīmiska īpašība, kas norāda, cik labi atoms spēj piesaistīt elektronus sev. To nosaka atoma atomskaitlis, kodola efektīvā lādiņa (Z_eff) un attālums starp kodolu un valences elektroniem (ārējiem elektroniem, kas piedalās ķīmiskajā saitē). Elektronegativitāte ir bezdimensija lielums, kas palīdz paredzēt saites polaritāti, molekulu dipolus un ķīmisko reaktivitāti. Parasti tā pieaug, pārejot periodiskajā tabulā no apakšas kreisās uz augšu labo pusi — to dēvē par periodisko tendenci, un to ietekmē elektroniskā konfigurācija un ekranošanās efekti.
Paulinga skala
Visizplatītākais elektronegativitātes novērtējuma veids ir Linusa Paulinga ierosinātā mērvienību skala (1932). Paulings elektronegativitāti noteica, izmantojot ķīmisko saišu specifiskās enerģijas (saīsinot — saišu disociācijas enerģijas) un salīdzinot heteronukleāro saišu enerģiju ar attiecīgajām homonukleārajām saitēm. No šiem enerģijas kritērijiem viņš izrēķināja relatīvas vērtības, kuras parasti tiek dotas kā bezdimensiju skaitļi. Paulinga skalā elementi parasti saņem vērtības aptuveni no 0,7 līdz 3,98 — ūdeņradis ir 2,20, bet fluors ir viselektronegatīvākais (3,98).
Citas skalas un pieejas
- Mullikena skala: elektronegativitāti definē kā vidējo atomā esošās jonizācijas enerģijas (I) un elektrona afinitātes (A) summu: χ = (I + A)/2. Tā dod vērtības tajā pašā dimensijā kā enerģijas (parasti eV), ko pēc tam var normalizēt.
- Allred–Rochow: balstās uz efektīvo kodola lādiņu un attālumu līdz valences elektroniem, aprēķinot elektrostatisku spēku, kas piesaista elektronus.
- Iegūstamas arī citas niansētas metodes (kvantuķīmiskas metodes, populācijas analīzes), kas aprēķina elementa vai atoma "elektronegativitāti" molekulā — jāņem vērā, ka reālos savienojumos vērtības var atšķirties no elementa tabulā norādītajiem skaitļiem.
Periodiskā tendence un piemēri
Kā minēts, elektronegativitāte pieaug no kreisā uz labo un no apakšas uz augšu periodiskajā tabulā. Tātad nemetāli (īpaši augšējā labā stūra elementi, piemēram, F, O, N, Cl) ir ļoti elektronegatīvi, kamēr alkālmetāli un atsevišķie pārējie metāli ir zemi elektronegatīvi (piemēram, K, Cs, Fr). Daži punkti, kas vērti atzīmēšanai:
- Fluors ir viselektronegatīvākais elements Paulinga skalā (3,98).
- Vieglie metāli (līdzīgi nātrijam, kālija): zema elektronegativitāte, tie viegli zaudē elektronus un veido jonu saites.
- Reālos savienojumos elementa elektronegativitāte var nedaudz mainīties atkarībā no ķīmiskā vides un koordinācijas skaitļa.
Saites polaritāte un elektronegativitātes atšķirība
Atšķirība elektronegativitātēs starp diviem atomi palīdz noteikt saišu raksturu un polaritāti. Aptuveni vadlīnijas (pārpretējās precīzas robežas nav):
- Δχ < 0,5 — galvenokārt nepolāra kovalentā saite;
- aptuveni 0,5–1,7 — polāra kovalentā saite (daļēja jonu rakstura);
- Δχ > 1,7 — dominē jonu saite (liela elektronu pārvietošanās no viena atoma uz citu).
Piemēri: H–F saite ir ļoti polāra (F ļoti elektronegatīvs), kamēr C–H saite ir gandrīz nepolāra.
Praktiska nozīme un lietojumi
Elektronegativitāte ir svarīgs rīks ķīmijā un materiālzinātnē, jo tā ļauj prognozēt:
- ķīmiskās saites polaritāti un molekulu dipolus,
- reaktivitātes virzienu organiskajās un neorganiskajās reakcijās,
- skābju un bāzu spēju (piem., elektronegatīvi elementi bieži veic elektronu paņemšanu),
- materiālu elektriskās un optiskās īpašības, kur polaritāte ietekmē dielektrisko uzvedību un jonisko vadību.
Piezīmes un ierobežojumi
Elektronegativitāte ir ērta, bet vienkāršota koncepcija. Tā ir relatīva un atkarīga no izvēlētās skalas; nav viena universāla "pareizā" vērtība katram atomam, jo reālās molekulās elektroniskā vides ietekme var būt būtiska. Tāpēc, ja nepieciešami precīzi aprēķini, izmanto kvantuķīmiskas metodes vai konkrētu metodes skalas, piemēram, Mullikena vai Allred–Rochow, atkarībā no lietojuma.
Piezīme: pretstats elektronegativitātei ir elektropozitivitāte; ar to mēra, cik labi atoms atdod elektronus.
Elektronegativitātes aprēķināšanas veidi
Paulinga elektronegativitāte
Paulings 1932. gadā ierosināja elektronegativitātes ideju, lai izskaidrotu, kāpēc kovalentās saites stiprums starp diviem dažādiem atomiem (A-B) ir spēcīgāks nekā vidējais kovalentās saites A-A un B-B stiprums. Viņa valences saites teorijā bija teikts, ka šo stiprāko saiti starp dažādiem atomiem rada jonu ietekme uz saiti.
Atoma A un atoma B elektronegativitātes starpība ir šāda.
χ A - χ B = ( e V ) - 1 / 2 E d ( A B ) - [ E d ( A A ) + E d ( B B ) ] / 2 {\displaystyle \chi _{\rm {A}}-\chi _{{\rm {B}}=({\rm {eV}})^{-1/2}{\sqrt {E_{\rm {d}}({\rm {AB}})-[E_{\rm {d}}({\rm {AA}})+E_{\rm {d}}({\rm {BB}})]/2}}}}} ![{\displaystyle \chi _{\rm {A}}-\chi _{\rm {B}}=({\rm {eV}})^{-1/2}{\sqrt {E_{\rm {d}}({\rm {AB}})-[E_{\rm {d}}({\rm {AA}})+E_{\rm {d}}({\rm {BB}})]/2}}}](https://www.alegsaonline.com/image/a052f62dbffe5724cddbfe997ea4b35c06767cff.svg)
kur A-B, A-A un B-B saišu disociācijas enerģijas (t. i., enerģija, kas vajadzīga, lai pārrautu saiti starp atomiem) Ed ir izteiktas elektronvoltos, un, lai pārliecinātos, ka galīgajai atbildei nav vienības, tiek pievienots koeficients (eV)-½. Izmantojot iepriekš minēto formulu, varam aprēķināt, ka ūdeņraža un broma elekronegativitātes atšķirība ir 0,73. (disociācijas enerģijas: H-Br, 3,79 eV; H-H, 4,52 eV; Br-Br, 2,00 eV).
Iepriekš minētais vienādojums aprēķina tikai divu elementu elektronegativitātes atšķirību. Lai no vienādojuma izveidotu skalu, ir jāizvēlas atskaites punkts. Par atskaites punktu tika izvēlēts ūdeņradis, jo tas kovalenti saistās ar daudziem elementiem. Ūdeņraža elektroneitralitāte sākotnēji bija 2,1, bet vēlāk tā tika mainīta uz 2,20. Vēl viena lieta, kas jāzina, lai izveidotu elektronegativitātes skalu, ir tas, kurš elements ir elektronegatīvāks par atskaites punktu, proti, ūdeņradi. To bieži vien dara ar tā saukto "ķīmisko intuīciju": iepriekš minētajā piemērā ūdeņraža bromīds (H-Br), šķīstot ūdenī, sadalās H+ katjonā un Br- anjonā. Tādējādi var pieņemt, ka broms ir elektronegatīvāks par ūdeņradi.
Lai aprēķinātu Paulinga elektronegativitāti elementam, ir vajadzīgi dati par vismaz divu veidu kovalentisko saišu disociācijas enerģijām, ko rada attiecīgais elements. A. L. Allreds 1961. gadā uzlaboja Paulinga sākotnējos datus, iekļaujot termodinamiskos datus, kas ir daudz pieejamāki. Šīs "pārskatītās Paulinga" elektronegativitātes vērtības tiek izmantotas biežāk.
Elektropozitivitāte
Elektropozitivitāte ir mēraukla, kas raksturo elementa spēju atdot elektronus un veidot pozitīvus jonus.
Galvenokārt tā ir metālu īpašība. Sārmu metālu ārējā apvalkā ir tikai viens elektrons, un to var viegli pazaudēt. Šiem metāliem ir zemas jonizācijas enerģijas.
Jautājumi un atbildes
J: Kas ir elektronegativitāte?
A: Elektronegativitāte ir ķīmiska īpašība, kas nosaka, cik labi atoms spēj piesaistīt elektronus sev.
J: Kas ietekmē atoma elektronegativitāti?
A: Atoma elektronegativitāti ietekmē tā atomu skaits un attālums starp tā valences elektroniem un kodolu.
J: Kurš pirmais teorētiski izstrādāja elektronegativitātes jēdzienu?
A: Elektronegativitātes jēdzienu 1932. gadā pirmais teorētiski pamatoja Linuss Pauliņš (Linus Pauling) kā daļu no savas valences saites teorijas.
J: Kāda ir elektronegativitātes periodiskā tendence?
A: Periodiskā elektronegativitātes tendence ir tāda, ka tā parasti palielinās no periodiskās tabulas apakšējās kreisās puses uz augšējo labo pusi.
J: Kā aprēķina elektronegativitāti?
A: Ir daudzi veidi, kā aprēķināt atoma elektronegativitāti, bet visizplatītākais ir Līnusa Paulinga ierosinātais veids, kas nosaka relatīvo Paulinga skalu.
J: Kāds ir relatīvās Paulinga skalas vērtību diapazons?
A: Relatīvā Paulinga skala dod elementiem bezdimensiju lielumus (vērtības) no 0,7 līdz 3,98, no kuriem ūdeņradis ir 2,20.
J: Kas ir pretējs elektronegativitātei?
A: Pretstats elektronegativitātei ir elektropozitivitāte, ar ko mēra, cik labi atoms atdod elektronus.
Meklēt