SKALA PAULING: ELEKTRONEGATIVITI DAN PERBEZAAN TENAGA - KIMIA - 2025

The skala Pauling adalah skala sewenang-wenangnya digunakan dalam kimia untuk menyatakan keelektronegatifan unsur-unsur. Ini ditakrifkan sebagai kecenderungan atom tertentu untuk menarik elektron apabila bergabung dengan atom lain.

Dalam pengertian ini, elemen dengan elektronegativiti tinggi cenderung memperoleh elektron dengan mudah. Ini adalah bukan logam, sementara bagi mereka, unsur elektronegatif kurang seperti logam, lebih mudah melepaskan elektron.

Rajah 1. skala Pauling. Sumber: Wikimedia Commons.

Oleh itu, mengetahui elektronegativiti suatu elemen, seseorang mempunyai idea mengenai jenis ikatan yang dapat dibentuknya apabila digabungkan dengan yang lain. Kita akan melihatnya dengan contoh berangka kemudian.

Dengan maklumat ini, banyak sifat yang akan dimiliki sebatian dapat diramalkan, sesuatu yang sangat berguna dalam kimia eksperimen dan untuk sains bahan, di mana sebatian baru terus dibuat.

Walau bagaimanapun, adalah lebih mudah untuk menjelaskan bahawa walaupun betapa pentingnya, tidak ada satu cara untuk menentukan elektronegativiti; Skala Pauling adalah salah satu dari pelbagai cara yang dicadangkan untuk mencarinya, walaupun merupakan salah satu cara yang paling banyak digunakan.

Sebenarnya, Pauling adalah skala sewenang-wenang di mana nilai numerik diberikan untuk setiap elemen dalam jadual berkala, yang mencerminkan keelektronegatifannya. Kami melihatnya dalam gambar 1, di mana kita memiliki elektronegativiti setiap elemen, seperti yang ditetapkan oleh pemenang Nobel Linus Pauling (1901-1994) dua kali sekitar tahun 1939.

Elektronegativiti unsur-unsur

Pauling, bersama dengan Don M. Yost, menemukan nilai elektronegativiti secara empirik, melalui data eksperimen yang diperoleh dengan mengukur tenaga ikatan.

Pauling memberikan elemen fluorin - di atas dan di sebelah kanan jadual dalam Rajah 1 - elektronegativiti tertinggi, dengan nombor 4.0. Oleh itu, ketika fluor membentuk ikatan, ia menunjukkan kecenderungan tertinggi untuk menarik elektron dari semua unsur.

Kedua ialah oksigen dengan 3.5 dan ketiga adalah nitrogen dengan 3.0. Kedua-duanya terletak di bahagian atas dan di sebelah kanan meja.

Sebaliknya, pada sisi yang berlawanan, unsur elektronegatif paling sedikit adalah cesium, yang simbolnya adalah Cs, yang terletak di sebelah kiri meja, yang mana Pauling memberikan nombor 0.7.

Elektronegativiti dalam jadual berkala

Secara umum, dan seperti yang dapat dilihat pada gambar 1, elektronegativiti -dan tenaga pengionan- meningkat dari kiri ke kanan dalam jadual berkala. Trend keseluruhan juga menunjukkan penurunan ketika bergerak naik dan turun.

Oleh itu, kita akan mempunyai unsur elektronegatif paling banyak di sudut kanan atas jadual: fluorin, oksigen, klorin, nitrogen. Elektronegatif paling sedikit - atau paling elektropositif jika anda mahu - akan dijumpai di sebelah kiri: litium, natrium, kalium dan unsur-unsur lain dari kumpulan 1 - lajur di sebelah kiri paling kiri, sepadan dengan logam bumi alkali dan alkali.

Di setiap lajur, elektronegativiti menurun apabila bilangan atom unsur meningkat, kecuali logam peralihan di tengah, yang tidak mengikuti arah aliran ini.

Perkara penting yang perlu diperhatikan adalah bahawa elektronegativiti adalah relatif, ia bukan sifat yang tidak dapat dielakkan dari setiap elemen, dan hanya diukur sehubungan dengan unsur-unsur lain. Ini banyak bergantung pada keadaan pengoksidaan, jadi elemen yang sama dapat menunjukkan keelektronegatifan yang berbeza, bergantung pada jenis sebatian yang terbentuknya.

Perbezaan tenaga yang mengikat

Gambar 2. Ahli kimia Amerika Linus Pauling pada tahun 1955. Sumber: Wikimedia Commons.

Dalam kimia, ikatan adalah cara atom, sama atau berbeza, bergabung untuk membentuk molekul. Angkatan muncul di antara atom yang menahannya bersama dengan cara yang stabil.

Terdapat beberapa jenis pautan, tetapi di sini dua dipertimbangkan:

-Kovalen, di mana atom elektronegativiti serupa berkongsi sepasang elektron.

-Ionic, kerap antara atom dengan elektronegativiti yang berlainan di mana daya tarikan elektrostatik berlaku.

Katakan bahawa dua unsur A dan B dapat membentuk molekul satu sama lain, yang dilambangkan AA dan BB. Dan mereka juga mampu bergabung untuk membentuk gabungan AB, melalui semua ikatan.

Berkat penyertaan daya antara molekul, terdapat tenaga dalam ikatan. Contohnya tenaga dalam ikatan AA adalah E _AA, dalam ikatan BB ia adalah EBB dan akhirnya dalam sebatian AB ia adalah E _AB .

Sekiranya molekul AB dibentuk oleh ikatan kovalen, secara teorinya tenaga ikatan adalah purata tenaga E _AA dan E _BB :

E _AB = ½ (E _AA + E _BB )

Pauling mengira E _AB untuk pelbagai sebatian, mengukurnya secara eksperimen dan menentukan perbezaan antara dua nilai, yang dinamakannya Δ:

Δ = - (E _AB ) diukur - (E _AB ) teoritis- = - (E _AB ) diukur - ½ (E _AA + E _BB ) -

Pauling beralasan seperti ini: jika Δ sangat dekat dengan 0, ini bermaksud bahawa elektronegativiti kedua-dua elemen itu serupa dan ikatan yang menyertainya adalah kovalen. Tetapi jika Δ tidak kecil, maka ikatan antara A dan B tidak kovalen tulen.

Semakin besar nilai mutlak Δ, semakin besar perbezaan antara elektronegativiti elemen A dan B dan oleh itu ikatan yang bergabung dengannya adalah jenis ion. Kemudian pembaca akan menemui satu contoh di mana, dengan mengira Δ, adalah mungkin untuk menentukan jenis ikatan suatu sebatian.

Persamaan untuk Elektronegativiti

Dengan mengandaikan bahawa perbezaan tenaga adalah isyarat yang membezakan sifat ikatan, Pauling melakukan banyak eksperimen yang mendorongnya membuat ekspresi empirikal untuk elektronegativiti relatif dua unsur A dan B yang membentuk molekul.

Menandakan elektronegativiti ini sebagai χ (huruf Yunani "chi"), Pauling mendefinisikan Δ sebagai berikut:

f ² Δ = ²

χ (A) - χ (B) = f√Δ = 0.102√Δ

Perhatikan bahawa Δ adalah kuantiti positif. Faktor f = 0.102 yang muncul dengan mengalikan punca kuasa dua Δ adalah faktor penukaran antara kJ (kilojoules) dan eV (elektron-volt), kedua-dua unit tenaga.

Sekiranya sebaliknya kilokalori dan elektron-volt digunakan, perbezaan elektronegativiti dinyatakan dengan formula yang serupa tetapi dengan f = 0,208:

χ (A) - χ (B) = 0.208√Δ

Pauling bermula dengan memberikan hidrogen nilai 2.1, nilai sebelumnya yang diperoleh oleh ahli kimia Robert Mulliken. Dia memilih elemen ini sebagai titik permulaannya kerana ia membentuk ikatan kovalen dengan banyak yang lain.

Dengan menggunakan persamaan sebelumnya, dia terus memberikan nilai relatif kepada unsur-unsur lain. Oleh itu, dia menyedari bahawa elektronegativiti meningkat ketika bergerak dari kiri ke kanan dan dari atas ke bawah dalam jadual berkala, seperti yang dijelaskan di bahagian sebelumnya.

Contohnya

Berikut adalah senarai elemen: N, J, Y dan M dan elektronegativiti Χ masing-masing mengikut skala Pauling:

- N : Χ = 4.0

- J : Χ = 1.5

- Y : Χ = 0.9

- M : Χ = 1.6

Antara sebatian berikut yang terbentuk dengannya:

YJ, YN, MN dan JM

Nyatakan yang mempunyai watak ionik tertinggi dan yang sifatnya kovalen. Berikan alasan untuk jawapan anda.

Penyelesaian

Menurut kriteria yang ditetapkan oleh Pauling, sebatian dengan watak ion tertinggi akan menjadi yang mempunyai perbezaan terbesar antara elektronegativiti, dan oleh itu nilai Δ lebih besar. Sebaliknya, sebatian dengan perbezaan tenaga terendah adalah satu dengan ikatan kovalen.

Kemudian kita akan mengira berapa nilai Δ untuk setiap sebatian, seperti berikut:

Komposit YJ

Δ = ² = (0.9 - 1.5) ² = 0.36

Komposit YN

Δ = ² = (0.9 - 4.0) ² = 9.61

Komposit MN

Δ = ² = (1.6 - 4.0) ² = 5.76

Komposit JM

Δ = ² = (1.5 - 1.6) ² = 0.01

Dari hasil sebelumnya dapat disimpulkan bahawa sebatian ion adalah YN, yang Δ = 9.61, sementara sebatian kovalen adalah JM, dengan Δ = 0.01.

Rujukan

1. Libreteks Kimia. Elektronegativiti Pauling. Dipulihkan dari: chem.libretexts.org.
2. Buku Emas IUPAC. Elektronegativiti. Dipulihkan dari: goldbook.iupac.org.
3. Salas-Banuet, G. Elektronegativiti yang disalahpahami. Dipulihkan dari: scielo.org.
4. Teks ilmiah. Elektronegativiti. Dipulihkan dari: textcientificos.com.
5. Whitten, K. 2010. Kimia. 9hb. Ed. Brooks / Cole. Pembelajaran Cengage.
6. Wikipedia. Ikatan kovalen. Dipulihkan dari: es.wikipedia.org.
7. Wikipedia. Ikatan ionik. Dipulihkan dari: es.wikipedia.org.