Хемиско врзување и електронегативност: од заеднички парови до јонски решетки

Зошто се формира врска: енергијата во однос на растојанието

Два атома водород што се далеку еден од друг не дејствуваат меѓусебно. Како што се приближуваат, секој електрон е привлечен од двете јадра и енергијата опаѓа. Уште поблиску, двете јадра силно се одбиваат и енергијата расте. Должината на врската е растојанието на дното на оваа енергетска јама, 74 pm за H₂, а длабочината на јамата е енергијата на врската, 436 kJ/mol за H–H според Табела 7.2 во OpenStax Chemistry 2e.

Секоја врска е рамнотежа меѓу привлекување и одбивање, па кинењето на врска секогаш троши енергија, а формирањето врска секогаш ослободува енергија. Реакцијата е егзотермна кога формираните врски се севкупно посилни од раскинатите.

Електронегативност и скалата од ковалентни до јонски врски

Електронегативноста мери колку силно атомот ги привлекува заедничките електрони во врската. Најчеста е Паулинговата скала. Таа е бездимензионален, пресметан број, а не измерено својство. На Слика 7.6 во OpenStax, флуорот е највисоко со 4.0, следуван од кислородот со 3.5 и азотот и хлорот со 3.0, а металите од група 1 се најниско, како натриумот со 0.9. Вредностите растат низ периодата и опаѓаат надолу низ групата.

Разликата ΔEN меѓу два врзани атома дава груб вид на врската. OpenStax ги користи овие ориентациони граници: под 0.4, неполарна ковалентна; од 0.4 до 1.8, поларна ковалентна; над 1.8, јонска. Поелектронегативниот атом го носи парцијалниот негативен полнеж, δ−.

Границите се ориентации со вистински исклучоци. HF има ΔEN = 1.9, но е ковалентна молекула, а SiF₄, со ΔEN = 2.2 за секоја врска Si–F, е молекулски гас. Користете ја ΔEN за споредување на врските, а не за сигурна класификација на соединението.

Решен пример: подредување на шест врски според поларноста

Подредете ги B–H, C–Br, N–O, P–Cl, Al–Cl и K–Br од најмалку до најмногу поларна, користејќи ги постарите Паулингови вредности на Слика 7.6 во OpenStax: 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 и K 0.8.

Разликите се B–H 0.1, C–Br 0.3, N–O 0.5, P–Cl 0.9, Al–Cl 1.5 и K–Br 2.0, што е и редоследот. Два резултата изненадуваат многу ученици. Во B–H, водородот е негативниот крај, бидејќи борот е помалку електронегативен од водородот. А K–Br паѓа во јонскиот опсег, што е во согласност со тоа што калиум бромидот е јонска цврста супстанција, додека Al–Cl е блиску до горниот крај на поларно ковалентниот опсег; алуминиум хлоридот се опишува како јонски во некои фази, а како молекулски во други.

Диполни моменти и процент на јонски карактер

Поларната врска има диполен момент μ = Qr, големината на раздвоениот полнеж помножена со растојанието меѓу полнежите. Диполните моменти обично се даваат во дебаи: 1 D = 3.336 × 10⁻³⁰ C·m. Ако целиот полнеж на електронот, 1.602 × 10⁻¹⁹ C, се премести на растојание од 1 Å, диполниот момент би бил 4.803 D. Споредувањето на измереното μ со оваа целосно јонска вредност дава приближен процент на јонски карактер, (измерено μ / целосно јонско μ) × 100.

Решен пример 1. NIST Chemistry WebBook наведува, за H³⁵Cl во гасна фаза, μ = 1.1085 D и рамнотежна должина на врската од 1.27455 Å. Целосно јонски H⁺Cl⁻ на тоа растојание би имал μ = 4.803 D/Å × 1.27455 Å = 6.122 D. Процентот на јонски карактер е 1.1085/6.122 × 100 = 18.1%. За HF, со вредностите од WebBook μ = 1.82618 D и r = 0.91680 Å, целосно јонската вредност е 4.404 D, а јонскиот карактер е 41.5%.

Редоследот се согласува со ΔEN (0.9 за HCl, 1.9 за HF), но бројките покажуваат колку е далеку дури и голема ΔEN од целосен пренос на полнеж. HF е поблиску до ковалентниот крај отколку што сугерира само неговата ΔEN.

Енергија на кристалната решетка и Кулонов закон

Јонската цврста супстанција се држи заедно со привлекувањето меѓу секој катјон и секој анјон во кристалот. Нејзината енергија на кристалната решетка е енергијата потребна за еден мол од цврстата супстанција да се раздели на гасовити јони. OpenStax ја дефинира како позитивна, но некои учебници го користат обратниот процес и даваат негативни вредности, па прво проверете ја конвенцијата за знакот.

Според Кулоновиот закон, привлекувањето расте со производот на полнежите на јоните и опаѓа како што расте растојанието меѓу јоните. Полнежот обично преовладува. Дел 7.5 во OpenStax ги наведува LiF со 1023 kJ/mol и MgO, чии јони носат полнежи 2+ и 2−, со 3900 kJ/mol, речиси четири пати повеќе. Потоа е важна големината: MgF₂ има 2957 kJ/mol, а MgI₂ 2327 kJ/mol, бидејќи поголемиот јодиден јон ги држи полнежите подалеку еден од друг.

Решен пример: Борн–Хаберов циклус за натриум хлорид

Енергиите на кристалната решетка не можат да се измерат директно, па се наоѓаат со циклус според Хесовиот закон. Изградете NaCl(s) од неговите елементи по индиректен пат чии чекори се сите мерливи, а потоа барајте тој пат да го даде истиот вкупен износ како директната реакција на градба.

Решен пример 2. Користете ги овие чекори. Сублимирајте го натриумот, Na(s) → Na(g): +107.5 kJ/mol, ΔH°f на Na(g) од Додаток G во OpenStax. Направете атоми на хлор, ½ Cl₂(g) → Cl(g): +121.3 kJ/mol, ΔH°f на Cl(g). Јонизирајте го натриумот, Na(g) → Na⁺(g) + e⁻: +495.8 kJ/mol, од вредноста на NIST од 5.1391 eV. Додајте електрон на хлорот, Cl(g) + e⁻ → Cl⁻(g): −348.6 kJ/mol, од електронскиот афинитет од 3.6131 eV во NIST Chemistry WebBook. На крајот, Na⁺(g) + Cl⁻(g) → NaCl(s) ја ослободува енергијата на кристалната решетка, U.

Вкупната реакција е Na(s) + ½ Cl₂(g) → NaCl(s), со ΔH°f = −411.2 kJ/mol. Значи 107.5 + 121.3 + 495.8 − 348.6 − U = −411.2, од каде U = 787.2 kJ/mol. Забележете дека јонизацијата троши повеќе енергија отколку што враќа електронскиот афинитет. Без големата енергија на кристалната решетка, градбата на NaCl од неговите елементи не би била егзотермна. Објавените енергии на кристалната решетка за NaCl се разликуваат за неколку проценти зависно од користените податоци и метод (OpenStax наведува 769 kJ), па споредувајте трендови, а не последни цифри.

Проценка на енталпијата на реакцијата од енергиите на врските

За реакции во гасна фаза, можете да го процените ΔH со броење врски: ΔH ≈ Σ(енергии на раскинатите врски) − Σ(енергии на формираните врски). Табелираните енергии на врските се просеци од многу молекули, па резултатот е само проценка и може да отстапува од вредноста добиена од енталпиите на градба за десетици килоџули.

Решен пример 3. Проценете го ΔH за C₂H₄(g) + H₂(g) → C₂H₆(g). Четирите врски C–H на етиленот остануваат, па занемарете ги. Раскинати: една C=C (611 kJ/mol) и една H–H (436 kJ/mol), вкупно 1047 kJ. Формирани: една C–C (345 kJ/mol) и две нови C–H (2 × 415 kJ/mol), вкупно 1175 kJ. ΔH ≈ 1047 − 1175 = −128 kJ. Вредноста од енталпиите на градба, од Додаток G, е −84.0 − 52.4 = −136.4 kJ. Проценката го има точниот знак и е во рамките од околу 6%.

Погрешни сфаќања за врзувањето што треба да ги избегнувате

Повеќето грешки доаѓаат од третирање на груби ориентации како точни правила или од мешање на конвенциите за знакот. Ова се најчестите.

• Третирање на ΔEN = 1.8 како остра граница меѓу ковалентно и јонско. Скалата е континуирана, а соединенија како HF и SiF₄ го прекршуваат правилото.
• Мешање на електронегативноста со електронскиот афинитет. Електронскиот афинитет е измерена енергија за гасовит атом; електронегативноста опишува атом во врска.
• Претпоставка дека поелектронегативниот атом е секогаш неметалот што би го очекувале. Проверете ја табелата: во врските B–H и Si–H, водородот е негативниот крај.
• Обратување на формулата со енергии на врските. Таа е раскинати врски минус формирани врски, обратен редослед од формулата со енталпии на градба.
• Мешање на конвенциите за знакот на енергијата на кристалната решетка во еден ист Борн–Хаберов циклус.
• Броење на двојна врска како две единечни врски. Врската C=C (611 kJ/mol) е послаба од две врски C–C (690 kJ/mol).