Trendy cykliczne: Wiązanie do elektronów i elektroujemności

Zapowinność elektronów jest zmianą energii, gdy atom gazowy zyskuje elektron, a elektroujemność jest miarą tego, jak silnie atom w wiązaniu przyciąga wspólne elektrony; oba generalnie rosną z lewej do prawej w ciągu danego okresu i elektroujemność zmniejsza się w dół grupy. W skrócie: fluor jest najbardziej elektroujemnym pierwiastkiem (3.98 w skali Paulinga), chlor ma najbardziej negatywne powinowactwo elektronów (uwalnia 349 kJ/mol), a różnica elektroujemności pomiędzy dwoma atomami związanymi przewiduje, czy wiązanie jest niepolarne, polarne czy joniczne.

Te dwie właściwości opisują jak atomy radzą sobie z elektronami z niemetalowej strony układu okresowego. Zależność elektronów jest własnością izolowanego atomu, a elektroujemność jest własnością atomu w cząsteczce. Ten artykuł definiuje zarówno, pokazuje trendy i wyjątki, wykorzystuje tabelę wartości, wyjaśnia, jak używać różnic elektroujemności do klasyfikacji obligacji, działa poprzez przykłady i opisuje różne skale elektroujemności i ich historię.

Czym jest powinowactwo elektronów?

Zależność elektronów (EA) jest zmianą energii, gdy jeden mol atomów gazowych każdy zyskuje jeden elektron do tworzenia 1−jonów: X(g) + e⁻ → X⁻(g). Dla większości elementów proces uwalnia energię. Zgodnie z jedną wspólną konwencją powinowactwo elektronów jest podawane jako uwalniana energia, a więc ma wartość dodatnią, na przykład 349 kJ/mol dla chloru. W innej konwencji, Entalpia zmiana cytowana, i jest ujemna, −349 kJ/mol. Zawsze sprawdzaj, która konwencja jest używana. Atomy o dużym powinowactwie elektronów tworzą stabilne aniony łatwo. Atomy z wypełnionymi podłużnymi powłokami, takimi jak gazy szlachetne i metale alkaliczne, mają niewielkie powinowactwo lub nie mają żadnego dodatkowego elektronu.

Co to jest elektroujemność?

Elektroujemność (symbol χ) to zdolność atomu w wiązaniu chemicznym do przyciągania elektronów do siebie. Jest to liczba względna bez jednostek. W wiązaniu pomiędzy atomami o różnej elektroujemności elektrony są dzielone nierówno, a bardziej elektroujemny atom staje się częściowo ujemny (δ−), podczas gdy drugi staje się częściowo dodatni (δ+). Najbardziej rozpowszechnioną skalę zaprojektował Linus Pauling, który przypisał fluorynowi, najbardziej elektroujemny element, wartość 3.98.

Dane dotyczące wybranych elementów

Wartości są zaokrąglone. Zależność elektronowa azotu jest bliska zeru (czasami cytowana jest niewielka ujemna wartość około −7 kJ/mol dla uwalnianej energii), a te z Be, Mg i gazów szlachetnych są ujemne lub prawie zerowe, co oznacza, że w fazie gazowej nie powstaje stabilny 1−jon.

Jakie są trendy?

• Elektroujemność wzrasta z lewej do prawej w ciągu okresu, gdy zwiększa się efektywny ładunek jądrowy i promień atomowy maleje, a zmniejsza się w dół grupy, ponieważ elektrony wiązania są dalej od jądra i bardziej ekranowane. Najbardziej elektroujemne elementy to fluor, tlen, azot i chlor, w prawym górnym rogu (z wyłączeniem gazów szlachetnych), a najmniej są cezu i franku w lewym dolnym rogu.
• Zapowinność elektronów staje się również na ogół większa (uwalniana jest większa energia) w danym okresie, od metali alkalicznych do halogenów, a wartości dla halogenów są największe w każdym okresie.
• Wyjątki w powinowactwie elektronów: chlor ma wyższą wartość niż fluor, nawet jeśli jest nad nim. Mały orbital fluoru 2p jest zatłoczony, a przychodzący elektron jest odpychany przez inne elektrony. Podobnie, wartość siarki przekracza wartość tlenu. Azot ma bardzo niską wartość z powodu stabilnej połowy-wypełniony 2p Podpowłoka.

Jak elektroujemność przewiduje typ obligacji?

Różnica elektroujemności (ΔEN) pomiędzy dwoma atomami wiążącymi daje wskazówkę do charakteru więzi. Granice są zbliżone.

Przykłady z rozwiązaniami

1. Chlorek wodoru. ΔEN = 3.16 − 2.20 = 0.96. To mieści się w polarnym zakresie kowalencyjnym, więc wiązanie H- Cl jest polarne, z chlorem δ− i wodorem δ+.
2. Sodu chlorek ΔEN = 3.16 − 0.93 = 2.23. To powyżej 1.7, więc więź jest głównie jonowa.
3. Metan. Więź C- H ma ΔEN = 2.55 − 2.20 = 0.35, która jest niepolarna, lub tylko słabo polarna.
4. Woda. Wiązanie O- H ma ΔEN = 3.44 − 2.20 = 1.24,, które jest kowalencyjne polarne, z tlenem δ−. Kształt zgięty oznacza, że cząsteczka jest polarna.
5. Zalicz obligacje. Rank H- F, H- Cl, H- Br i H- w kolejności rosnącej polaryzacji. Różnice wynoszą 3.98 − 2.20 = 1.78, 0.96, 2.96 − 2.20 = 0.76 i 2.66 − 2.20 = 0.46. Od najmniej do większości polarnych: H- I < H – Br < H – Cl < H -F.
6. Energia z elektronów. Energia uwalniana, gdy 1.00 g gazowych atomów chloru (35.45 g/mol) każdy zyskuje elektron jest (1.00 ÷ 35.45) × 349 = 9.84 kJ.
7. Który atom to δ−? W C- O atom z wyższym elektroujemności (tlen, 3.44 w porównaniu do węgla, 2.55) przenosi częściowy ładunek ujemny.

Jakie skale elektroujemności istnieją?

Kto zdefiniował elektroujemność?

Termin ten został wprowadzony przez Jönsa Jakuba Berzeliusa na początku wieku 19, w sensie elementów elektropozytywnych i elektroujemnych. Linus Pauling w 1932 r. podał mu formularz ilościowy w swojej pracy nad charakterem więzi chemicznej, która była główną częścią badań, za które otrzymał Nagrodę Nobla w dziedzinie chemii w 1954 r. Robert Mulliken zaproponował skalę opartą na właściwościach atomowych w 1934 roku. Wartości elektroujemne są nadal wykorzystywane w szkole i badaniach do oszacowania polaryzacji obligacji, chociaż wagi nie są dokładne i nie zawsze zgadzają się.

Które błędy są powszechne?

Błąd 1: Mieszanie powinowactwa elektronów i elektroujemności

Zapowinność elektronów jest energią dla izolowanego atomu, który zyskuje elektron. Elektroujemność jest tendencją atomu związanego do przyciągania wspólnych elektronów.

Błąd 2: Zakładając, że fluor ma najwyższe powinowactwo elektronów

Chlor ma wyższą wartość, choć fluor ma najwyższą elektroujemność.

Błąd 3: Korzystanie z znaku powinowactwa elektronów nieostrożnie

Wyraźnie określić, czy cytujesz uwolnioną energię (dodatnią) czy zmianę entalpii (negatywną).

Błąd 4: Traktowanie limitów ΔEN jako rygorystyczne

Granice między typami obligacji są zbliżone, a wiele obligacji jest pośrednich.