Keemias on elektronegatiivsus mõõt, mil määral aatom meelitab sidemesse elektrone. Kõrge elektronegatiivsusega aatomid tõmbavad elektrone tugevalt, madala elektronegatiivsusega aatomid aga nõrgalt elektrone. Elektronegatiivsuse väärtusi kasutatakse erinevate aatomite käitumise ennustamiseks üksteisega seotuna, muutes selle oluliseks keemiaoskuseks.
Samm
Meetod 1 /3: elektronegatiivsuse alused
Samm 1. Mõistke, et keemilised sidemed tekivad siis, kui aatomid jagavad elektrone
Elektronegatiivsuse mõistmiseks on oluline kõigepealt mõista sidumise tähendust. Molekuli mis tahes kahel aatomil, mis on molekulaardiagrammis üksteisega seotud, on sidemed. Põhimõtteliselt tähendab see seda, et kahel aatomil on kahe elektroni kogum - iga aatom annab sidemele ühe aatomi.
Täpsed põhjused, miks aatomid jagavad elektrone ja sidemeid, jäävad käesoleva artikli reguleerimisalast välja. Kui soovite rohkem teada saada, proovige lugeda järgmisi sidumise põhitõdesid käsitlevaid artikleid või muid artikleid
Samm 2. Mõista, kuidas elektronegatiivsus mõjutab sideme elektrone
Kui mõlemal aatomil on sidemes kahe elektroni kogum, ei jaga aatomid alati õiglaselt. Kui ühel aatomil on suurem elektronegatiivsus kui aatomil, millega see on seotud, tõmbab see kaks sideme elektroni endale lähemale. Kõrge elektronegatiivsusega aatomid võivad sideme külge elektrone meelitada, jagades neid kõigi teiste aatomitega.
Näiteks NaCl (naatriumkloriidi) molekulis on kloriidiaatomil üsna kõrge elektronegatiivsus ja naatriumil üsna madal elektronegatiivsus. Seega tõmbavad elektronid ligi kloriidi lähedal ja hoidke naatriumist eemale.
Samm 3. Kasutage võrdluseks elektronegatiivsuse tabelit
Elementide elektronegatiivsustabelis on elemendid paigutatud täpselt nagu perioodilisustabelis, välja arvatud see, et iga aatom on märgistatud oma elektronegatiivsusega. Neid tabeleid võib leida erinevatest keemiaõpikutest ja insenertehnilistest artiklitest ning veebist.
See on link väga heale elektronegatiivsustabelile. Pange tähele, et see tabel kasutab kõige sagedamini kasutatavat Paulingi elektronegatiivsuse skaalat. Kuid elektronegatiivsuse mõõtmiseks on ka teisi viise, millest üks on näidatud allpool
Samm 4. Lihtsaks hindamiseks pidage meeles elektronegatiivsuse tendentse
Kui teil pole veel käepärast elektronegatiivsustabelit, saate siiski hinnata aatomi elektronegatiivsust selle asukoha alusel tavalises perioodilisustabelis. Üldreeglina:
- Aatomi elektronegatiivsus suureneb pikk mida rohkem sa liigud õige perioodilisustabelis.
- Aatomi elektronegatiivsus suureneb pikk mida rohkem liigud sõitma perioodilisustabelis.
- Seega on paremas ülanurgas olevatel aatomitel suurim elektronegatiivsus ja vasakul all aatomitel on madalaim elektronegatiivsus.
- Näiteks ülaltoodud NaCl näites võite öelda, et klooril on suurem elektronegatiivsus kui naatriumil, kuna kloor on peaaegu üleval paremal. Teisest küljest on naatrium kaugel vasakul, mistõttu on see üks madalamaid aatomitasemeid.
Meetod 2/3: sidemete leidmine elektronegatiivsuse järgi
Samm 1. Leidke kahe aatomi erinevus elektronegatiivsuses
Kui kaks aatomit on seotud, võib nende kahe elektronegatiivsuse erinevus rääkida nendevahelise sideme kvaliteedist. Erinevuse leidmiseks lahutage väiksemast elektronegatiivsus suuremast.
Näiteks kui vaatame HF -i molekuli, lahutame fluorist (4, 0) vesiniku (2, 1) elektronegatiivsuse. 4, 0 - 2, 1 = 1, 9
Etapp 2. Kui erinevus on alla 0,5, on side mittepolaarne kovalentne
Selles sidemes on elektronid üsna jagatud. See side ei moodusta molekuli, millel on kahe aatomi vahel suur laengu erinevus. Mittepolaarseid võlakirju on tavaliselt väga raske murda.
Näiteks O. molekul2 omada seda tüüpi võlakirju. Kuna mõlemal hapnikul on sama elektronegatiivsus, on nende elektronegatiivsuste erinevus 0.
Samm 3. Kui erinevus on 0,5-1,6, on side polaarne kovalentsus
Sellel sidemel on ühes aatomis rohkem elektrone. See muudab molekuli aatomi lõpus veidi negatiivsemaks, kus on rohkem elektrone, ja veidi positiivsemaks aatomi lõpus, kus on vähem elektrone. Nende sidemete laengu tasakaalustamatus võimaldab molekulidel osaleda teatud erireaktsioonides.
Selle sideme heaks näiteks on H. molekul2O (vesi). O on elektronegatiivsem kui kaks H -d, seega omab O rohkem elektrone ja muudab kogu molekuli O -osas osaliselt negatiivseks ja H -otsa osaliselt positiivseks.
Samm 4. Kui erinevus on suurem kui 2,0, on side ioonne
Selles sidemes on kõik elektronid sideme ühes otsas. Mida elektronegatiivsem aatom saab negatiivse laengu ja vähem elektronegatiivne aatom saab positiivse laengu. Sellised sidemed võimaldavad aatomitel teiste aatomitega hästi reageerida ja isegi polaarsete aatomitega eraldada.
Selle sideme näiteks on NaCl (naatriumkloriid). Kloor on nii elektronegatiivne, et tõmbab mõlemad sideme elektronid enda poole, jättes positiivse laenguga naatriumi
Samm 5. Kui erinevus on 1,6-2, 0, leidke metall
Kui seal on metall sidemes, side on iooniline. Kui on ainult mittemetalle, on side polaarne kovalentne
- Metallid hõlmavad enamikku perioodilise tabeli vasakul ja keskel asuvatest aatomitest. Sellel lehel on tabel, mis näitab metallist elemente.
- Meie HF näide ülalt on selles lipsus. Kuna H ja F ei ole metallid, on neil sidemed polaarne kovalentne.
Meetod 3/3: Mullikeni elektronegatiivsuse leidmine
Samm 1. Leidke oma aatomi esimene ionisatsioonienergia
Mullikeni elektronegatiivsus erineb veidi Paulingi tabelis kasutatud elektronegatiivsuse mõõtmise meetodist. Mullikeni elektronegatiivsuse leidmiseks antud aatomi jaoks leidke aatomi esimene ionisatsioonienergia. See on energia, mis on vajalik selleks, et aatom loobuks ühest elektronist.
- Seda peate võib -olla otsima keemia võrdlusmaterjalidest. Sellel saidil on hea tabel, mida võiksite kasutada (selle leidmiseks kerige alla).
- Oletame näiteks, et otsime liitium (Li) elektronegatiivsust. Ülaltoodud saidi tabelis näeme, et esimene ionisatsioonienergia on 520 kJ/mol.
Samm 2. Leidke aatomi elektronide afiinsus
Afiinsus on energia mõõtmine, mis saadakse, kui elektron lisatakse aatomile negatiivse iooni moodustamiseks. Jällegi peaksite seda otsima võrdlusmaterjalidest. Sellel saidil on ressursse, mida võiksite otsida.
Liitiumi elektronide afiinsus on 60 KJ mol-1.
Samm 3. Lahendage Mullikeni elektronegatiivsuse võrrand
Kui kasutate oma energia ühikuna kJ/mol, on Mullikeni elektronegatiivsuse võrrand ETMulliken = (1, 97×10−3) (E.i+Eea) + 0, 19. Ühendage oma väärtused võrrandiga ja lahendage ENMulliken.
-
Meie näites lahendame selle nii:
-
- ETMulliken = (1, 97×10−3) (E.i+Eea) + 0, 19
- ETMulliken = (1, 97×10−3)(520 + 60) + 0, 19
- ETMulliken = 1, 143 + 0, 19 = 1, 333
-
Näpunäiteid
- Lisaks Paulingi ja Mullikeni skaalale hõlmavad muud elektronegatiivsuse skaalad Allred -Rochow skaalat, Sandersoni skaalat ja Alleni skaalat. Kõigil neil skaaladel on elektronegatiivsuse arvutamiseks oma võrrandid (mõned neist võrranditest võivad olla üsna keerulised).
- Elektronegatiivsusel pole ühikuid.
