Lotura kimikoa eta elektronegatibotasuna: partekatutako bikoteetatik sare ionikoetara

Zergatik eratzen den lotura bat: energia distantziaren aurrean

Elkarrengandik urrun dauden bi hidrogeno-atomok ez dute elkarrekintzarik. Hurbiltzen diren heinean, elektroi bakoitza bi nukleoek erakartzen dute, eta energia jaitsi egiten da. Are hurbilago, bi nukleoek elkar indartsu aldaratzen dute eta energia igo egiten da. Lotura-luzera energia-putzu honen hondoko distantzia da, 74 pm H₂-rentzat, eta putzuaren sakonera lotura-energia da, 436 kJ/mol H–H-rentzat OpenStax Chemistry 2e-ren 7.2 taulan.

Lotura oro erakarpenaren eta aldarapenaren arteko oreka bat da, beraz lotura bat hausteak beti energia kostatzen du eta bat eratzeak beti askatzen du. Erreakzio bat exotermikoa da eratutako loturak, oro har, hautsitako loturak baino sendoagoak direnean.

Elektronegatibotasuna eta eskala kobalentetik ionikora

Elektronegatibotasunak neurtzen du atomo batek lotura bateko elektroi partekatuak zenbateko indarrez erakartzen dituen. Paulingen eskala da ohikoena. Dimentsiorik gabeko zenbaki kalkulatu bat da, ez neurtutako propietate bat. OpenStaxen 7.6 irudian, fluorrak du baliorik altuena, 4.0, eta ondoren oxigenoak, 3.5, eta nitrogenoak eta kloroak, 3.0; 1. taldeko metalek dute baxuena, sodioak 0.9 adibidez. Balioak periodo batean zehar handitzen dira eta talde batean behera txikitzen.

Lotutako bi atomoren arteko ΔEN diferentziak gutxi gorabeherako lotura-mota ematen du. OpenStaxek muga orientagarri hauek erabiltzen ditu: 0.4tik behera, kobalente apolarra; 0.4tik 1.8ra, kobalente polarra; 1.8tik gora, ionikoa. Atomo elektronegatiboenak darama karga negatibo partziala, δ−.

Mugak orientagarriak dira eta benetako salbuespenak dituzte. HF-k ΔEN = 1.9 du baina molekula kobalente bat da, eta SiF₄, Si–F lotura bakoitzeko ΔEN = 2.2rekin, gas molekular bat da. Erabili ΔEN loturak konparatzeko, ez konposatu bat ziurtasunez sailkatzeko.

Adibide landua: sei lotura polaritatearen arabera ordenatzea

Ordenatu B–H, C–Br, N–O, P–Cl, Al–Cl eta K–Br polaritate txikienetik handienera, OpenStaxen 7.6 irudiko Paulingen balio zaharragoak erabiliz: H 2.1, B 2.0, C 2.5, N 3.0, O 3.5, Al 1.5, P 2.1, Cl 3.0, Br 2.8 eta K 0.8.

Diferentziak B–H 0.1, C–Br 0.3, N–O 0.5, P–Cl 0.9, Al–Cl 1.5 eta K–Br 2.0 dira, eta hori da ordena. Bi emaitzak harritzen dituzte ikasle asko. B–H-n, hidrogenoa da mutur negatiboa, boroa hidrogenoa baino elektronegatibotasun txikiagokoa delako. Eta K–Br barruti ionikoan dago, potasio bromuroa solido ioniko bat izatearekin bat, Al–Cl barruti kobalente polarraren goiko mutur inguruan dagoen bitartean; aluminio kloruroa ioniko gisa deskribatzen da fase batzuetan eta molekular gisa beste batzuetan.

Momentu dipolarrak eta izaera ionikoaren ehunekoa

Lotura polar batek μ = Qr momentu dipolarra du, bereizitako kargaren tamaina bider kargen arteko distantzia. Momentu dipolarrak debyetan ematen dira normalean: 1 D = 3.336 × 10⁻³⁰ C·m. Elektroi baten karga osoa, 1.602 × 10⁻¹⁹ C, 1 Å-eko distantzian eramango balitz, momentu dipolarra 4.803 D izango litzateke. Neurtutako μ guztiz ionikoa den balio horrekin konparatuz, izaera ionikoaren gutxi gorabeherako ehunekoa lortzen da, (μ neurtua / μ guztiz ionikoa) × 100.

1. adibide landua. NIST Chemistry WebBook-ek gas-faseko H³⁵Cl-rako μ = 1.1085 D eta 1.27455 Å-eko oreka-lotura-luzera zerrendatzen ditu. Distantzia horretan guztiz ionikoa den H⁺Cl⁻ batek μ = 4.803 D/Å × 1.27455 Å = 6.122 D izango luke. Izaera ionikoaren ehunekoa 1.1085/6.122 × 100 = % 18.1 da. HF-rako, WebBook-en μ = 1.82618 D eta r = 0.91680 Å balioekin, guztiz ionikoaren balioa 4.404 D da eta izaera ionikoa % 41.5.

Ordena ΔEN-rekin bat dator (0.9 HCl-rentzat, 1.9 HF-rentzat), baina zenbakiek erakusten dute ΔEN handi bat ere zein urrun dagoen karga-transferentzia oso batetik. HF mutur kobalentetik hurbilago dago bere ΔEN-k bakarrik iradokitzen duena baino.

Sare-energia eta Coulomben legea

Solido ioniko bat kristaleko katioi bakoitzaren eta anioi bakoitzaren arteko erakarpenak eusten dio. Bere sare-energia solidoaren mol bat ioi gaseosoetan bereizteko behar den energia da. OpenStaxek positibo gisa definitzen du, baina testuliburu batzuek alderantzizko prozesua erabiltzen dute eta balio negatiboak ematen dituzte, beraz egiaztatu zeinu-hitzarmena lehenik.

Coulomben legearen arabera, erakarpena handitu egiten da ioien kargen biderkadurarekin eta txikitu ioien arteko distantzia handitzen den heinean. Karga nagusitzen da normalean. OpenStaxen 7.5 atalak LiF 1023 kJ/mol-ean zerrendatzen du eta MgO, zeinaren ioiek 2+ eta 2− kargak dituzten, 3900 kJ/mol-ean, ia lau aldiz handiagoa. Ondoren tamainak du garrantzia: MgF₂ 2957 kJ/mol da eta MgI₂ 2327 kJ/mol, ioduro-ioi handiagoak kargak urrunago mantentzen dituelako.

Adibide landua: sodio kloruroaren Born–Haber zikloa

Sare-energiak ezin dira zuzenean neurtu, beraz Hessen legeko ziklo batekin aurkitzen dira. Eraiki NaCl(s) bere elementuetatik bide zeharkako baten bidez, urrats guztiak neurgarriak dituena, eta gero exijitu bide horrek eraketa-erreakzio zuzenak bezainbesteko guztizkoa ematea.

2. adibide landua. Erabili urrats hauek. Sublimatu sodioa, Na(s) → Na(g): +107.5 kJ/mol, Na(g)-ren ΔH°f OpenStaxen G eranskinetik. Egin kloro-atomoak, ½ Cl₂(g) → Cl(g): +121.3 kJ/mol, Cl(g)-ren ΔH°f. Ionizatu sodioa, Na(g) → Na⁺(g) + e⁻: +495.8 kJ/mol, NISTen 5.1391 eV-ko baliotik. Gehitu elektroi bat kloroari, Cl(g) + e⁻ → Cl⁻(g): −348.6 kJ/mol, NIST Chemistry WebBook-eko 3.6131 eV-ko elektroi-afinitatetik. Azkenik, Na⁺(g) + Cl⁻(g) → NaCl(s) urratsak sare-energia askatzen du, U.

Erreakzio osoa Na(s) + ½ Cl₂(g) → NaCl(s) da, ΔH°f = −411.2 kJ/mol-ekin. Beraz 107.5 + 121.3 + 495.8 − 348.6 − U = −411.2, eta hortik U = 787.2 kJ/mol. Ohartu ionizazioak elektroi-afinitateak itzultzen duena baino energia gehiago kostatzen duela. Sare-energia handirik gabe, NaCl bere elementuetatik eratzea ez litzateke exotermikoa izango. NaCl-ren argitaratutako sare-energiak ehuneko gutxi batzuetan desberdintzen dira erabilitako datuen eta metodoaren arabera (OpenStaxek 769 kJ aipatzen du), beraz konparatu joerak, ez azken zifrak.

Erreakzio-entalpia lotura-energietatik estimatzea

Gas-faseko erreakzioetan, ΔH estima dezakezu loturak zenbatuz: ΔH ≈ Σ(hautsitako loturen energiak) − Σ(eratutako loturen energiak). Taulatutako lotura-energiak molekula askoren batez bestekoak dira, beraz emaitza estimazio bat baino ez da eta eraketa-entalpietatik lortutako balioarekiko hamarnaka kilojouleko aldea izan dezake.

3. adibide landua. Estimatu ΔH C₂H₄(g) + H₂(g) → C₂H₆(g) erreakziorako. Etilenoaren lau C–H loturak mantentzen dira, beraz ez ikusiarena egin. Hautsiak: C=C bat (611 kJ/mol) eta H–H bat (436 kJ/mol), 1047 kJ guztira. Eratuak: C–C bat (345 kJ/mol) eta bi C–H berri (2 × 415 kJ/mol), 1175 kJ guztira. ΔH ≈ 1047 − 1175 = −128 kJ. Eraketa-entalpietatik lortutako balioa, G eranskinetik, −84.0 − 52.4 = −136.4 kJ da. Estimazioak zeinu zuzena du eta % 6 ingurura dago.

Saihestu beharreko loturari buruzko ideia okerrak

Akats gehienak gutxi gorabeherako jarraibideak arau zehatz gisa hartzetik edo zeinu-hitzarmenak nahastetik datoz. Hauek dira ohikoenak.

• ΔEN = 1.8 kobalentearen eta ionikoaren arteko muga zorrotz gisa hartzea. Eskala jarraitua da, eta HF eta SiF₄ bezalako konposatuek araua hausten dute.
• Elektronegatibotasuna eta elektroi-afinitatea nahastea. Elektroi-afinitatea atomo gaseoso baten energia neurtua da; elektronegatibotasunak lotura bateko atomo bat deskribatzen du.
• Atomo elektronegatiboena beti espero zenukeen ez-metala dela suposatzea. Egiaztatu taula: B–H eta Si–H loturetan, hidrogenoa da mutur negatiboa.
• Lotura-energien formula alderantzikatzea. Hautsitako loturak ken eratutako loturak da, eraketa-entalpien formularen kontrako ordena.
• Sare-energiaren zeinu-hitzarmenak Born–Haber ziklo bakar baten barruan nahastea.
• Lotura bikoitz bat bi lotura sinple gisa zenbatzea. C=C lotura bat (611 kJ/mol) bi C–C lotura (690 kJ/mol) baino ahulagoa da.