9 Feite Boor Elektronegatiwiteit & Ionisasie-energie

Boor is 'n groep van 13^th nie-metaalelemente in die periodieke tabel met 'n atoommassa van 10.811 u. Laat weet ons 'n paar belangrike eiendom oor boor.

Boor het 'n elektronegatiwiteit van 2.04 wat amper dieselfde is as waterstof, alhoewel ver van H-atoom is. Omdat dit 'n nie-metaalelement is, het dit 'n hoër elektronegatiwiteit as ander metale en ook ander nie-metale. Boor het twee allotrope; een is α, β – ruitvormig en β tetragonaal, en albei verskil in kristal.

Boor verskyn as 'n donker, kristallyne, bros en glansende metalloïed, maar in sy amorfe vorm bestaan ​​dit as 'n bruin poeier. In hierdie artikel moet ons die elektronegatiwiteitseienskap en ionisasie-energie en vergelyking van elektronegatiwiteit tussen boor en ander elemente in detail met behoorlike verduideliking leer.

1. Waarom het boor hoë elektronegatiwiteit?

Boor het hoë elektronegatiwiteit op die Pauling-skaal as gevolg van die volgende rede:

• As gevolg van sy hoër aantrekkingskrag van sigma-elektrone teenwoordig in p sowel as s orbitaal.
• Boor word nader aan groepe 16 en 17 geplaas^th elemente wat die meeste elektronegatief in die periodieke tabel is
• Die grootte van boor is baie klein en dit kan net vyf elektrone ophoop, so die ladingsdigtheid van die kern is baie hoog

2. Boor en waterstof elektronegatiwiteit

Boor en waterstof het amper nader elektronegatiwiteitswaardes wat in die volgende deel verduidelik kan word,

Elektronegatiwiteit van boor	Elektronegatiwiteit van waterstof	redes
2.04	2.2	H het slegs 1s orbitaal wat 'n hoër sigma elektrondigtheid het omdat dit nader aan die aan die kern is en dit kan ook in groep 17 geplaas wordth wat die mees elektronegatiewe groep in die periodieke tabel is, terwyl boor p-orbitaal het en 'n laer sigma-elektrondigtheid het.

3. Boor en stikstof elektronegatiwiteit

Die elektronegatiwiteitsverskil tussen N en B is 1 en N is meer elektronegatief as boor omdat,

Elektronegatiwiteit van boor	Elektronegatiwiteit van stikstof	redes
2.04	3.04	Boor het laer elektronegatiwiteit maar hoër elektronegatiwiteit as ander nie-metale maar N is a pniktogeen element wat aan groep 15 behoort wat nader aan die elektronegatiewe halogeengroep is, dus is dit meer elektronegatief as boor.

4. Boor en suurstof elektronegatiwiteit

Kom nou by die vergelyking elektronegatiwiteitsverskil tussen suurstof en boor wat 1.4 is omdat,

Elektronegatiwiteit van boor	Elektronegatiwiteit van suurstof	redes
2.04	3.44	Boor lê in groep IIIA, 'n minder elektronegatiewe groep onder die nie-metale in die periodieke tabel en die waarde is 2.04. O lê groep VIA en is teenwoordig in die top posisie ook dit is 'n chalkogen element sodat dit hoër elektronegatiwiteit het, 3.44 volgens die Pauling-skaal, en het 'n hoë sigma-elektronaffiniteit.

5. Boor en fluoor elektronegatiwiteit

Vergelyk nou die elektronegatiwiteit tussen boor en fluoor in die volgende tabel,

Elektronegatiwiteit van boor	Elektronegatiwiteit van Fluoor	redes
2.04	3.98	B lê in groep 13 wat nader aan die oorgangsmetaalgroep is, maar die elektronegatiwiteit van F is amper 4 en dit is die mees elektronegatiewe element in die periodieke tabel volgens die Pauling-skaal, aangesien dit 'n halogeen en teenwoordig aan die bokant van groep 17, so sy elektronaffiniteit is baie hoog.

6. Boorionisasie-energie

Oor die algemeen toon boor 1^st, 2^tweede, en 3^rd ionisasie, hierdie ionisasie-energieë is 800.6, 2427.1, en 3659.7 KJ/mol onderskeidelik. Omdat Boron 'n elektroniese konfigurasie het [He]2s²2p¹ en dit stel die 1 vry^st, 2^nd, en 3^rd elektron van sy 2p-orbitaal en 2s-orbitaal onderskeidelik.

7. Boorionisasie energie grafiek

Boor se 1ste, 2de en 3de ionisasie-energie vanaf sy onderskeie orbitaal getoon in die onderstaande grafiek –

8. Boor en berillium ionisasie energie

Boor en Berillium behoort aan twee verskillende groepe en het albei verskillende ionisasie-energie wat in tabelvorm bespreek word -

ionisasie	Boor	berillium	redes
1st	800.6 KJ/mol	899.5 KJ/mol	B 'n elektron vrystel vanaf sy p-orbitaal terwyl vir Be, dit is van die s orbitaal.
2nd	2427.1 KJ/mol	1457.1 KJ/mol	2nd ionisasie vind plaas vir B vanaf sy 2s orbitaal wat is gevul maar Wees ook van 2s.
3rd	3659.7 KJ/mol	14847.8 KJ/mol	3rd ionisasie vind plaas vanaf 1s orbitaal vir Be wat is nader aan die kern.

9. Boor- en suurstofionisasie-energie

Boor is teenwoordig in groep 13 en O behoort aan groep 16 so hulle het verskillende ionisasie waardes en die redes is -

ionisasie	Boor	Suurstof	redes
1st	800.6 KJ/mol	1313.9 KJ/mndl	O is dus meer elektronegatief die verwydering van een elektron meer energie benodig.
2nd	2427.1 KJ/mol	3388.3 KJ/mol	Op 2nd ionisasie, O verloor sy half-gevulde stabiliteit so dit is hoër as die vorige een.
3rd	3659.7 KJ/mol	5300.5 KJ/mol	O vrygestelde elektron van is +2 opgewonde toestand wat energiek is nie gunstig nie en hoër vereis hoeveelheid energie.

10. Boor- en fluoorionisasie-energie

B is 'n groep IIIA element en F is die groep VIIA halogeen element wat die mees elektronegatiewe in die periodieke tabel is, so daar moet 'n verskil in ionisasie energieë wees wat hieronder bespreek kan word -

ionisasie	Boor	Fluoor	redes
1st	800.6 KJ/mol	1681 KJ/mol	F is die mees elektronegatiewe atoom so dit het die hoër aantrekkingskrag van elektrone en die verwydering van elektrone het hoër energie vereis.
2nd	2427.1 KJ/mol	3374.2 KJ/mol	Op 2nd ionisasie, kry dit stabiliteit deur half-gevulde konfigurasie maar die elektron word verwyder uit die +1-opgewekte toestand.
3rd	3659.7 KJ/mol	6050.4 KJ/mol	Op 3rd ionisasie F het sy stabiliteit verloor en ook elektron is verwyder uit die +2 opgewekte toestand dus het dit 'n groter waarde wat dubbel van boor is.

Gevolgtrekking

B is 'n groep 13 nie-metaal element maar die elektronegatiwiteit van B is redelik hoog as metaal maar laer as ander nie-metale. As gevolg van hoër elektronegatiwiteit het b 'n elektrontekort in sy vakature-orbitaal en kan hy nie sy oktet voltooi na saamgestelde vorming nie. Dit probeer dus om in dimeer te bestaan ​​deur 'n 2c-3e-binding in B te vorm₂H₆.

Lees meer oor Koolstofelektronegatiwiteit en ionisasie-energie