PAULING-ASTEIKKO: ELEKTRONEGATIIVISUUS JA ENERGIAERO - KEMIA - 2026

Pauling asteikko on mielivaltainen mittakaavassa käytetään kemian ilmaisemaan elektronegatiivisuus- elementtejä. Tämä määritellään tietyn atomin taipumukseksi houkutella elektroneja, kun se yhdistyy toisen atomin kanssa.

Tässä mielessä elementteillä, joilla on korkea elektronegatiivisuus, on taipumus saada elektronia helposti. Nämä ovat ei-metalleja, kun taas omalta osaltaan vähemmän elektronisesti negatiivisia elementtejä, kuten metalleja, on helpompaa luopua elektronista.

Kuva 1. Paalausasteikko. Lähde: Wikimedia Commons.

Siksi, tuntemalla elementin elektronegatiivisuuden, on käsitys sidoksen tyypistä, jonka se pystyy muodostamaan, kun se yhdistetään toiseen. Näemme tämän numeerisella esimerkillä myöhemmin.

Tämän tiedon avulla voidaan ennustaa monia ominaisuuksia, jotka yhdellä tulee olemaan, mikä on erittäin hyödyllistä kokeellisessa kemiassa ja materiaalitieteessä, jossa uusia yhdisteitä syntyy jatkuvasti.

On kuitenkin sopivaa selventää, että huolimatta siitä, kuinka tärkeätä se on, ei ole yhtä tapaa määrittää elektronegatiivisuutta; Pauling-asteikko on vain yksi monista ehdotetuista tavoista löytää se, vaikka se on yksi eniten käytetyistä.

Itse asiassa Paulingin arvo on mielivaltainen asteikko, jossa jaksotaulukon jokaiselle elementille annetaan numeerinen arvo, joka heijastaa sen sähköä negatiivisuutta. Näemme sen kuvassa 1, jossa meillä on kunkin elementin elektronegatiivisuus, kuten kaksinkertainen Nobel-palkinnon saaja Linus Pauling (1901-1994) on osoittanut noin vuonna 1939.

Elementtien elektronegatiivisuus

Pauling löysi yhdessä Don M. Yostin kanssa elektronegatiivisuusarvot empiirisesti kokeellisten tietojen avulla, jotka saatiin mittaamalla sidosenergiat.

Pauling antoi elementille fluori - kuvan 1 taulukon yläpuolella ja oikealla puolella - korkeimman elektronegatiivisuuden, numerolla 4.0. Joten kun fluori muodostaa sidoksia, sillä on suurin taipumus houkutella kaikkien elementtien elektroneja.

Toinen on happi 3,5: llä ja kolmas on typpi 3,0: lla. Molemmat sijaitsevat pöydän yläosassa ja oikealla puolella.

Toisaalta vastakkaisessa päässä vähiten sähköä negatiivinen elementti on cesium, jonka symboli on Cs, joka sijaitsee taulukon vasemmalla puolella, jolle Pauling antoi numeron 0.7.

Elektronegatiivisuus jaksollisessa taulukossa

Yleisesti ottaen ja kuten kuvasta 1 voidaan nähdä, elektronegatiivisuus ja ionisointienergia lisääntyvät jaksotaulukossa vasemmalta oikealle. Yleinen suuntaus osoittaa myös laskun liikkuessa ylös ja alas.

Siksi meillä on eniten elektronegatiivisia elementtejä taulukon oikeassa yläkulmassa: fluori, happi, kloori, typpi. Vasemmalta löytyy vähiten sähköä negatiivinen - tai jos haluat - kaikkein elektropositiivisin - vasemmalta: litium, natrium, kalium ja muut ryhmän 1 elementit - vasemmassa reunassa oleva pylväs, joka vastaa alkalia ja maa-alkalimetalleja.

Jokaisessa sarakkeessa elektronegatiivisuus laskee, kun elementin atomimäärä lukumäärä kasvaa, paitsi keskuksen siirtymämetalleissa, jotka eivät seuraa tätä trendiä.

Tärkeä huomautus on, että elektronegatiivisuus on suhteellinen, se ei ole kunkin elementin muuttumaton ominaisuus, ja se mitataan vain suhteessa muihin elementteihin. Se riippuu paljon hapetustilasta, joten samalla elementillä voi olla erilainen elektronegatiivisuus riippuen muodostuneesta yhdisteestä.

Sitova energiaero

Kuva 2. Amerikkalainen kemisti Linus Pauling vuonna 1955. Lähde: Wikimedia Commons.

Kemiassa sidos on tapa, jolla atomit, samat tai erilaiset, liittyvät toisiinsa muodostaen molekyylejä. Voimat ilmestyvät atomien väliin, jotka pitävät niitä yhdessä vakaasti.

Linkkejä on useita tyyppejä, mutta tässä harkitaan kahta:

- Kovalentti, jossa samanlaisten elektronegatiivisuuksien atomeilla on elektroneja pari.

-Ioninen, toistuva atomien välillä, joilla on erilaiset elektronegatiivisuudet, joissa vallitsee sähköstaattinen vetovoima.

Oletetaan, että kaksi elementtiä A ja B voivat muodostaa molekyylejä toistensa kanssa, merkittynä AA ja BB. Ja ne kykenevät myös liittymään muodostamaan AB-yhdisteen, kaikenlaisen sidoksen kautta.

Molekyylien välisten voimien osallistumisen ansiosta sidoksessa on energiaa. Esimerkiksi sidoksessa AA oleva energia on _EAA, sidoksessa BB se on EBB ja lopuksi yhdisteessä AB se on E _AB.

Jos AB-molekyyli muodostettiin kovalenttisella sidoksella, teoriassa sidoksen energia on energioiden E _AA ja E _BB keskiarvo:

E _AB = ½ (E _AA + E _BB)

Pauling laski E _AB: n useille yhdisteille, mittasi sen kokeellisesti ja määritti eron kahden arvon välillä, jotka hän nimitti Δ:

Δ = - (E _AB) mitattu - (E _AB) teoreettinen = = (E _AB) mitattu - ½ (E _AA + E _BB) -

Pauling perusteli näin: jos Δ on hyvin lähellä nollaa, se tarkoittaa, että molempien elementtien elektronegatiivisuudet ovat samanlaiset ja niitä yhdistävä sidos on kovalentti. Mutta jos Δ ei ole pieni, niin A: n ja B: n välinen sidos ei ole puhdas kovalentti.

Mitä suurempi on A: n absoluuttinen arvo, sitä suurempi on ero elementtien A ja B elektronegatiivisuuden välillä, ja siksi niitä yhdistävä sidos on ionityyppiä. Myöhemmin lukija löytää esimerkin, jossa laskemalla Δ on mahdollista määrittää yhdisteen sidostyyppi.

Elektronegatiivisuuden yhtälöt

Olettaen, että energioiden ero on signaali, joka erottaa sidoksen luonteen, Pauling suoritti monia kokeita, jotka johtivat häntä luomaan empiirisen lausekkeen molekyylin muodostavien kahden elementin A ja B suhteellisille elektronegatiivisuuksille.

Sanottuaan tämän elektronegatiivisuuden muodossa Greek (kreikkalainen kirjain "chi"), Pauling määritteli Δ: n seuraavasti:

f ² A = ²

χ (A) - χ (B) = f√A = 0,102√Δ

Huomaa, että Δ on positiivinen määrä. Kertoin f = 0,102, joka ilmenee kertomalla A: n neliöjuuri, on muuntokerroin kJ: n (kilodžaulit) ja eV: n (elektronivoltti) välillä, molemmat energiayksiköt.

Jos sen sijaan käytetään kilokaloreita ja elektronivoltteja, ero elektronegatiivisuuksissa ilmaistaan ​​samanlaisella kaavalla, mutta f = 0,208:

χ (A) - χ (B) = 0,208√ A

Pauling aloitti antamalla vedylle arvon 2,1, aiemman arvon, jonka kemisti Robert Mulliken sai. Hän valitsi tämän elementin lähtökohdakseen, koska se muodostaa kovalenttiset sidokset monien muiden kanssa.

Edellistä yhtälöä käyttämällä hän jatkoi suhteellisten arvojen osoittamista muille elementeille. Hän tajusi siten, että elektronegatiivisuus kasvaa liikkuessa jaksotaulukossa vasemmalta oikealle ja ylhäältä alas, kuten edellisessä osassa on kuvattu.

esimerkki

Alla on luettelo elementeistä: N, J, Y ja M ja niiden vastaavat elektronegatiivisuudet Χ Pauling-asteikon mukaan:

- N: Χ = 4,0

- J: Χ = 1,5

- Y: Χ = 0,9

- M: Χ = 1,6

Seuraavien kanssa muodostettujen yhdisteiden joukossa:

YJ, YN, MN ja JM

Ilmoita, jolla on korkein ioninen merkki, ja se, jonka luonne on kovalentti. Perustele vastausta.

Ratkaisu

Paulingin asettamien kriteerien mukaan yhdiste, jolla on korkein ioniominaisuus, on se, jolla on suurin ero elektronegatiivisuuksien välillä ja siksi suurempi arvo Δ. Omasta puolestaan ​​yhdiste, jolla on pienin energiaero, on se, jolla on kovalenttinen sidos.

Sitten laskemme kuinka paljon Δ on arvoinen jokaiselle yhdisteelle, seuraavasti:

Komposiitti YJ

A = ² = (0,9 - 1,5) ² = 0,36

Yhdistelmä YN

A = ² = (0,9 - 4,0) ² = 9,61

Komposiitti MN

A = ² = (1,6 - 4,0) ² = 5,76

Yhdistelmä JM

A = ² = (1,5 - 1,6) ² = 0,01

Edellä esitetyistä tuloksista on selvää, että ioninen yhdiste on YN, jonka A = 9,61, kun taas kovalentti yhdiste on JM, A = 0,01.

Viitteet

1. Kemia Libretexts. Pauling Elektronegatiivisuus. Palautettu osoitteesta: chem.libretexts.org.
2. IUPAC-kultakirja. Elektronegatiivisuus. Palautettu osoitteesta: goldbook.iupac.org.
3. Salas-Banuet, G. Väärinkäsitetty elektronegatiivisuus. Palautettu osoitteesta: scielo.org.
4. Tieteelliset tekstit. Elektronegatiivisuus. Palautettu osoitteesta: textchemicalos.com.
5. Whitten, K. 2010. Chemistry. 9. päivänä. Ed. Brooks / Cole. Cengagen oppiminen.
6. Wikipedia. Kovalenttisidos. Palautettu osoitteesta: es.wikipedia.org.
7. Wikipedia. Ionisidos. Palautettu osoitteesta: es.wikipedia.org.