Girêdana kîmyewî û elektronnegatîvîtî: ji cotên parvekirî bo torên îyonî

Çima girêdanek çêdibe: enerjî li hember dûrahiyê

Du atomên hîdrojenê yên ji hev dûr bandorê li hev nakin. Her ku nêzîk dibin, her elektron ber bi her du navokan ve tê kişandin, û enerjî dadikeve. Hê nêzîktir, her du navok hev bi hêz dişidînin û enerjî bilind dibe. Dirêjahiya girêdanê dûrahiya li binê vê çala enerjiyê ye, 74 pm ji bo H₂, û kûrahiya çalê enerjiya girêdanê ye, 436 kJ/mol ji bo H–H di Tabloya 7.2 ya OpenStax Chemistry 2e de.

Her girêdan hevsengiyeke kişandin û şidandinê ye, ji ber vê yekê şikandina girêdanekê her gav enerjiyê dixwaze û çêkirina yekê her gav wê azad dike. Reaksiyonek egzotermîk e dema girêdanên çêbûyî bi giştî ji girêdanên şikestî xurttir in.

Elektronnegatîvîtî û pîvana ji kovalentê bo îyonî

Elektronnegatîvîtî dipîve ka atomek elektronên parvekirî yên di girêdanekê de çiqas bi hêz dikişîne. Pîvana Pauling herî berbelav e. Ew hejmareke bê pîvan û hesabkirî ye, ne taybetmendiyeke pîvandî. Di Wêneya 7.6 ya OpenStax de, flûor bi 4.0 herî bilind e, li pey wê oksîjen bi 3.5 û nîtrojen û klor bi 3.0, û metalên koma 1 herî nizm in, wekî sodyûm bi 0.9. Nirx di nav perîyodekê de bilind dibin û li jêr komekê dadikevin.

Cudahiya ΔEN di navbera du atomên girêdayî de cureyekî girêdanê yê nêzîk dide. OpenStax van sînorên rêber bi kar tîne: di bin 0.4 de, kovalenta nepolar; 0.4 heta 1.8, kovalenta polar; li jor 1.8, îyonî. Atoma elektronnegatîvtir barê beşî yê neyînî, δ−, hildigire.

Sînor rêber in û îstisnayên rastîn hene. HF ΔEN = 1.9 heye lê molekuleke kovalent e, û SiF₄, bi ΔEN = 2.2 ji bo her girêdana Si–F, gazeke molekulî ye. ΔEN bi kar bîne da ku girêdanan bidî ber hev, ne da ku pêkhateyekê bi teqez dabeş bikî.

Mînaka çareserkirî: rêzkirina şeş girêdanan li gorî polarîteyê

B–H, C–Br, N–O, P–Cl, Al–Cl û K–Br ji ya herî kêm polar heta ya herî polar rêz bike, bi nirxên Pauling ên kevntir ên di Wêneya 7.6 ya OpenStax de: 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 û K 0.8.

Cudahî B–H 0.1, C–Br 0.3, N–O 0.5, P–Cl 0.9, Al–Cl 1.5 û K–Br 2.0 ne, ku ev rêzkirin e. Du encam gelek xwendekaran ecêbmayî dihêlin. Di B–H de, hîdrojen dawiya neyînî ye, ji ber ku bor ji hîdrojenê kêmtir elektronnegatîv e. Û K–Br dikeve nav rêzeya îyonî, ku bi reqeke îyonî bûna bromîda potasyûmê re li hev tê, dema ku Al–Cl nêzîkî serê rêzeya kovalenta polar e; klorîda alumînyûmê di hin fazan de wekî îyonî û di hinên din de wekî molekulî tê vegotin.

Momentên dîpolê û ji sedî taybetmendiya îyonî

Girêdaneke polar momenteke dîpolê μ = Qr heye, mezinahiya barê veqetandî carî dûrahiya di navbera baran de. Momentên dîpolê bi gelemperî bi debye têne dayîn: 1 D = 3.336 × 10⁻³⁰ C·m. Heke barê tevahî yê elektronekê, 1.602 × 10⁻¹⁹ C, li ser 1 Å bihata guhastin, momenta dîpolê dê 4.803 D bûya. Berhevdana μ ya pîvandî bi vê nirxa bi tevahî îyonî re ji sedî taybetmendiya îyonî ya nêzîk dide, (μ ya pîvandî / μ ya bi tevahî îyonî) × 100.

Mînaka çareserkirî 1. NIST Chemistry WebBook ji bo H³⁵Cl ya fazê gazî μ = 1.1085 D û dirêjahiya girêdanê ya hevsengiyê 1.27455 Å lîste dike. H⁺Cl⁻ ya bi tevahî îyonî di wê dûrahiyê de dê μ = 4.803 D/Å × 1.27455 Å = 6.122 D hebûya. Ji sedî taybetmendiya îyonî 1.1085/6.122 × 100 = 18.1% e. Ji bo HF, bi nirxên WebBook μ = 1.82618 D û r = 0.91680 Å, nirxa bi tevahî îyonî 4.404 D ye û taybetmendiya îyonî 41.5% e.

Rêzkirin bi ΔEN re li hev tê (0.9 ji bo HCl, 1.9 ji bo HF), lê hejmar nîşan didin ka ΔEN-yeke mezin jî çiqas ji veguhastineke temam a barê dûr e. HF ji ya ku ΔEN-ya wê bi tenê nîşan dide nêzîktirî dawiya kovalent e.

Enerjiya torê û yasaya Coulomb

Reqeke îyonî bi kişandina di navbera her katyon û her anyonê di krîstalê de bi hev ve tê girtin. Enerjiya wê ya torê enerjiya hewce ye ji bo veqetandina yek molê ji reqê bo îyonên gazî. OpenStax wê wekî erênî pênase dike, lê hin pirtûkên dersê pêvajoya berovajî bi kar tînin û nirxên neyînî didin, ji ber vê yekê pêşî peymana nîşanê kontrol bike.

Li gorî yasaya Coulomb, kişandin bi hilbera barên îyonan re mezin dibe û her ku dûrahiya di navbera îyonan de mezin dibe kêm dibe. Bar bi gelemperî serdest e. Beşa 7.5 ya OpenStax LiF di 1023 kJ/mol de û MgO, ku îyonên wê barên 2+ û 2− hildigirin, di 3900 kJ/mol de lîste dike, hema hema çar carî mezintir. Paşê mezinahî girîng e: MgF₂ 2957 kJ/mol e û MgI₂ 2327 kJ/mol e, ji ber ku îyona îodîdê ya mezintir baran ji hev dûrtir dihêle.

Mînaka çareserkirî: çerxeke Born–Haber ji bo klorîda sodyûmê

Enerjiyên torê rasterast nayên pîvandin, ji ber vê yekê ew bi çerxeke yasaya Hess têne dîtin. NaCl(s) ji elementên wê bi rêyeke nerasterast ava bike ku hemû gavên wê têne pîvandin, paşê bixwaze ku ew rê heman tevahiyê wekî reaksiyona çêbûnê ya rasterast bide.

Mînaka çareserkirî 2. Van gavan bi kar bîne. Sodyûmê sublîme bike, Na(s) → Na(g): +107.5 kJ/mol, ΔH°f ya Na(g) ji Pêveka G ya OpenStax. Atomên klorê çêke, ½ Cl₂(g) → Cl(g): +121.3 kJ/mol, ΔH°f ya Cl(g). Sodyûmê îyonîze bike, Na(g) → Na⁺(g) + e⁻: +495.8 kJ/mol, ji nirxa NIST ya 5.1391 eV. Elektronekê li klorê zêde bike, Cl(g) + e⁻ → Cl⁻(g): −348.6 kJ/mol, ji hezkirina elektronan a 3.6131 eV di NIST Chemistry WebBook de. Di dawiyê de, Na⁺(g) + Cl⁻(g) → NaCl(s) enerjiya torê, U, azad dike.

Reaksiyona giştî Na(s) + ½ Cl₂(g) → NaCl(s) e, bi ΔH°f = −411.2 kJ/mol. Ji ber vê yekê 107.5 + 121.3 + 495.8 − 348.6 − U = −411.2, ku U = 787.2 kJ/mol dide. Bala xwe bide ku îyonîzasyon ji ya ku hezkirina elektronan vedigerîne bêtir enerjiyê dixwaze. Bêyî enerjiya torê ya mezin, çêkirina NaCl ji elementên wê dê egzotermîk nebûya. Enerjiyên torê yên weşandî ji bo NaCl li gorî dane û rêbaza bikaranî bi çend ji sedî ji hev cuda ne (OpenStax 769 kJ dide), ji ber vê yekê meylan bide ber hev, ne reqemên dawî.

Texmînkirina entalpiya reaksiyonê ji enerjiyên girêdanê

Ji bo reaksiyonên fazê gazî, tu dikarî ΔH bi jimartina girêdanan texmîn bikî: ΔH ≈ Σ(enerjiyên girêdanên şikestî) − Σ(enerjiyên girêdanên çêbûyî). Enerjiyên girêdanê yên tabloyê navîniyên li ser gelek molekulan in, ji ber vê yekê encam tenê texmînek e û dikare bi dehan kîlojûlan ji nirxa ji entalpiyên çêbûnê dûr bikeve.

Mînaka çareserkirî 3. ΔH ji bo C₂H₄(g) + H₂(g) → C₂H₆(g) texmîn bike. Çar girêdanên C–H yên etîlenê dimînin, ji ber vê yekê wan paşguh bike. Şikestî: yek C=C (611 kJ/mol) û yek H–H (436 kJ/mol), bi tevahî 1047 kJ. Çêbûyî: yek C–C (345 kJ/mol) û du C–H yên nû (2 × 415 kJ/mol), bi tevahî 1175 kJ. ΔH ≈ 1047 − 1175 = −128 kJ. Nirxa entalpiya çêbûnê, ji Pêveka G, −84.0 − 52.4 = −136.4 kJ e. Texmîn nîşana rast heye û di nav nêzîkî ji sedî 6 de ye.

Têgihiştinên çewt ên girêdanê ku divê jê dûr bisekinî

Piraniya xeletiyan ji dîtina rêberên nêzîk wekî rêzikên tam an ji tevlihevkirina peymanên nîşanan têne. Ev yên herî berbelav in.

• Dîtina ΔEN = 1.8 wekî xeteke tûj di navbera kovalent û îyonî de. Pîvan berdewam e, û pêkhateyên wekî HF û SiF₄ rêzikê dişkînin.
• Tevlihevkirina elektronnegatîvîtiyê bi hezkirina elektronan re. Hezkirina elektronan enerjiyeke pîvandî ye ji bo atomeke gazî; elektronnegatîvîtî atomekê di girêdanekê de vedibêje.
• Texmîna ku atoma elektronnegatîvtir her gav ew nemetal e ku tu hêvî dikî. Tabloyê kontrol bike: di girêdanên B–H û Si–H de, hîdrojen dawiya neyînî ye.
• Berovajîkirina formula enerjiya girêdanê. Ew girêdanên şikestî kêm girêdanên çêbûyî ye, rêza berovajî ya formula entalpiya çêbûnê.
• Tevlihevkirina peymanên nîşanê yên enerjiya torê di nav yek çerxa Born–Haber de.
• Jimartina girêdaneke dualî wekî du girêdanên yekane. Girêdaneke C=C (611 kJ/mol) ji du girêdanên C–C (690 kJ/mol) qelstir e.