Συνιστάται, 2019

Επιλογή Συντάκτη

Ορισμός Ηλεκτροαρνησία

Τι είναι η ηλεκτραρνητικότητα:

Η ηλεκτραρνητικότητα δείχνει την τάση ενός ατόμου να προσελκύσει ένα ζεύγος ηλεκτρονίων σε έναν ομοιοπολικό δεσμό, το οποίο συμβαίνει όταν αυτό το άτομο μοιράζεται ένα ή περισσότερα ζεύγη ηλεκτρονίων.

Εάν δύο συνδεδεμένα άτομα έχουν τις ίδιες τιμές ηλεκτροαρνησίας, μοιράζονται τα ηλεκτρόνια εξίσου σε έναν ομοιοπολικό δεσμό. Εντούτοις, γενικά τα ηλεκτρόνια σε έναν χημικό δεσμό προσελκύονται περισσότερο από ένα άτομο (το πιο ηλεκτροαρνητικό) από το άλλο.

Εάν οι τιμές ηλεκτροαρνησίας είναι πολύ διαφορετικές, τα ηλεκτρόνια δεν θα μοιραστούν. Ένα άτομο, στην περίπτωση αυτή, μονοπωλεί τα ηλεκτρόνια σύνδεσης του άλλου ατόμου, σχηματίζοντας έναν ιοντικό δεσμό .

Παραδείγματα ηλεκτροαρνησίας

Ένα παράδειγμα ηλεκτροαρνησίας είναι το άτομο Χλωρίου, το οποίο έχει ηλεκτραρνητικότητα μεγαλύτερη από το άτομο υδρογόνου. Επομένως, τα ηλεκτρόνια πρόσδεσης θα είναι πιο κοντά στο CI (χλώριο) από το Η (υδρογόνο) στο μόριο του HCl (υδροχλωρικό οξύ ή υδροχλώριο).

Ένα άλλο παράδειγμα είναι αυτό που συμβαίνει στο μόριο του O2 (οξυγόνο), όπου αμφότερα τα άτομα έχουν την ίδια ηλεκτροαρνητικότητα. Δηλαδή, τα ηλεκτρόνια στον ομοιοπολικό δεσμό μοιράζονται εξίσου μεταξύ των δύο ατόμων οξυγόνου.

Ηλεκτροαρνησία στον περιοδικό πίνακα

Μπορούμε να πούμε ότι η ηλεκτροαρνητικότητα είναι μια περιοδική ιδιότητα που αυξάνεται από αριστερά προς τα δεξιά και από κάτω προς τα πάνω στον περιοδικό πίνακα.

Η ηλεκτρερραγικότητα και η ενέργεια ιονισμού ακολουθούν την ίδια τάση με τον περιοδικό πίνακα, έτσι ώστε τα στοιχεία που έχουν χαμηλή ενέργεια ιονισμού τείνουν να έχουν επίσης χαμηλή ηλεκτρεναρτικότητα.

Οι πυρήνες αυτών των ατόμων δεν ασκούν ισχυρή έλξη στα ηλεκτρόνια. Με τον ίδιο τρόπο, τα στοιχεία που έχουν υψηλές ενέργειες ιονισμού τείνουν να έχουν υψηλές τιμές ηλεκτροαρνητικότητας και ο ατομικός πυρήνας ασκεί ισχυρή επίδραση στα ηλεκτρόνια.

Παράδειγμα ηλεκτροαρνησίας στον περιοδικό πίνακα, που βρίσκεται στη μεγαλύτερη ποσότητα σε στοιχεία από αριστερά προς δεξιά.

Το πιο ηλεκτροαρνητικό στοιχείο είναι το φθόριο (F) και τα λιγότερο ηλεκτροαρνητικά (ή πιο ηλεκτροθετικά) στοιχεία είναι το Frentium (Fr) και το Cesium (Cs).

Τα ευγενή αέρια, επειδή δεν κάνουν χημικούς δεσμούς, έχουν την ηλεκτροαρνησία τους μηδενική ή ασήμαντη.

Ηλεκτρονική κλίμακα κλίμακας

Η κλίμακα Pauling είναι η πιο συνηθισμένη για τον υπολογισμό της ηλεκτροαρνησίας. Δημιουργήθηκε από τον Linus Pauling, ο οποίος αποδιδόταν την ηλεκτρεναρτικότητα του φθορίου σε 4 και τον φρουτσίνο σε 0, 7 και έπειτα υπολόγισε την ηλεκτροαρνητικότητα άλλων στοιχείων μεταξύ αυτών των αριθμών χρησιμοποιώντας ενεργότητες δέσμευσης.

Ωστόσο, όταν εκτελούνται υπολογισμούς σε ένα ευρύ φάσμα ενώσεων, η ηλεκτροαρνητικότητα των 3, 98 αποδίδεται στο φθόριο. Αυτό συμβαίνει επειδή αυτή η τιμή δίνει μια καλύτερη εσωτερική συνοχή.

Μια άλλη κλίμακα είναι η κλίμακα Mulliken, η οποία βασίζει τις τιμές ηλεκτροαρνησίας στην ακόλουθη εξίσωση: Ηλεκτροαρνησία = 0, 5 x (Δυναμικό Ιονισμού + Ηλεκτρονική Συνάφεια)

Η ηλεκτραρνητικότητα είναι μια σχετική κλίμακα, δηλαδή, υπολογίζεται και δεν μετράται.

Διαφορά μεταξύ ηλεκτροαρνησίας και ηλεκτροαπορροφητικότητας

Στην ηλεκτραρνητικότητα, ένα άτομο μπορεί να προσελκύσει ένα κοινό ζεύγος ηλεκτρονίων στη συνδυασμένη κατάσταση τους. Ήδη σε ηλεκτροθεραπεία, το άτομο μπορεί να αφαιρέσει ένα κοινό ζεύγος ηλεκτρονίων στη συνδυασμένη κατάσταση τους.

Σημειώνεται, λοιπόν, ότι και οι δύο είναι αντιφατικοί όροι, δηλαδή, ένα ηλεκτροαρνητικότερο άτομο είναι επομένως λιγότερο ηλεκτροθετικό και αντίστροφα. Επιπλέον αυτές οι τιμές εξαρτώνται από το άτομο στο οποίο δεσμεύεται κατά την ομοιοπολική σύνδεση.

Δείτε επίσης την έννοια:

  • Χημεία
  • Διάγραμμα του Linus Pauling.

Δημοφιλείς Αναρτήσεις, 2019

Δημοφιλείς Κατηγορίες

Top