Sisu

• Sammud
• Näpunäited

Keemia alal elektronegatiivsus see on atraktsiooni mõõt, mida aatom avaldab sideme elektronidele. Suure elektronegatiivsusega aatom meelitab suure intensiivsusega elektrone, samas kui madala elektronegatiivsusega aatom teeb seda väikese intensiivsusega. Neid väärtusi kasutatakse selleks, et ennustada, kuidas erinevad aatomid üksteisega sidumisel käituvad, muutes selle teema oluliseks keemia põhioskuseks.

Sammud

1. ja 3. meetod: elektronegatiivsuse põhikontseptsioonid

1. 

   Saage aru, et keemilised sidemed toimuvad siis, kui aatomid jagavad elektrone. Elektronegatiivsuse mõistmiseks on oluline kõigepealt mõista, mis on "link". Väidetakse, et molekuli mis tahes kahel aatomil, mis on üksteisega ühendatud molekulaarskeemil, on nendevaheline side. Põhimõtteliselt tähendab see seda, et neil on kahe elektroni komplekt - iga aatom annab sidemele aatomi.
   • Täpsed põhjused, miks aatomid jagavad elektrone ja liituvad omavahel, ei vasta selle artikli fookusele. Kui soovite rohkem teada saada, otsige Internetist keemiliste sidemete põhimõisteid.

2. 

   
   
   Saage aru, kuidas mõjutab elektronegatiivsus sidemes olevaid elektrone. Kui kaks aatomit jagavad sidemes kahe elektroni komplekti, ei ole nende kahe vahel alati võrdset jaotust. Kui ühel neist on suurem elektronegatiivsus kui aatomil, mille külge see on kinnitatud, viib see kaks elektroni iseendale. Aatom, millel on väga suur elektronegatiivsus, võib tõmmata elektronid sidemes küljele, peaaegu tühistades selle jagamise teisega.
   • Näiteks NaCl (naatriumkloriidi) molekulis on kloori aatomil kõrge elektronegatiivsus ja naatriumil, madal elektronegatiivsus. Varsti tõmmatakse elektronid kloori poole ja naatriumist eemal.

3. 

   
   
   Kasutage viitena elektronegatiivsuse tabelit. Elektronegatiivsuse tabel sisaldab elemente, mis on paigutatud täpselt nagu perioodiline tabel, kuid iga aatom on tähistatud selle elektronegatiivsusega. Neid võib leida mitmetest keemiaõpikutest, tehnilistest artiklitest ja ka Internetist.
   • Siin on suurepärane elektronegatiivsuse tabel. Pange tähele, et see kasutab Paulingi elektronegatiivsuse skaalat, mis on tavalisem. Elektronegatiivsuse mõõtmiseks on aga ka teisi viise, millest üks näidatakse allpool.

4. 

   
   
   Pidage lihtsalt arvesse elektronegatiivsuse suundumusi, et teha hinnanguid lihtsalt. Kui teil pole käepärast elektronegatiivsustabelit, on seda väärtust siiski võimalik perioodilise tabeli asukoha järgi hinnata. Üldreeglina:
   • Aatomi elektronegatiivsus suureneb kui kolite eks perioodilises tabelis.
   • Aatomi elektronegatiivsus suureneb kui kolite üles perioodilises tabelis.
   • Seetõttu on paremas ülanurgas olevatel aatomitel kõrgeimad elektronegatiivsuse väärtused ja vasakus alanurgas madalaimad.
   • Näiteks saate eelmises NaCl-i näites kindlaks teha, et klooril on suurem elektronegatiivsus kui naatriumil, kuna see on peaaegu kõrgeimas paremas punktis. Teisest küljest on naatrium lauast kaugel vasakul, mis teeb sellest ühe vähem väärtusliku aatomi.

Meetod 2/3: ühenduste otsimine elektronegatiivsusega

1. 

   Leidke kahe aatomi elektronegatiivsuse erinevus. Kui kaks aatomit on omavahel seotud, näitab nende elektronegatiivsuse väärtuste erinevus selle sideme kvaliteeti palju. Erinevuse leidmiseks lahutage väikseim väärtus suurimast.
   • Näiteks kui me vaatame HF-i molekuli, lahutame vesiniku (2.1) elektronegatiivsuse väärtuse fluori (4.0) omadest. 4,0 - 2,1 = 1,9.

2. 

   Kui erinevus on alla 0,5, on side kovalentne ja mittepolaarne. Siin jagunevad elektronid peaaegu võrdselt. Need sidemed ei moodusta kummaski otsas suuri erinevusi laenguga molekule. Polaarvõlakirju on sageli väga raske murda.
   • Näiteks molekul O₂ esitleb seda tüüpi ühendust. Kuna kahel hapniku molekulil on sama elektronegatiivsus, on nende vaheline erinevus 0.

3. 

   Kui erinevus on vahemikus 0,5 kuni 1,6, on side kovalentne ja polaarne. Need sidemed hoiavad ühes otsas rohkem elektrone kui teises. See muudab molekuli lõpus pisut negatiivsemaks, kus on rohkem elektrone ja pisut positiivsem, kui lõpus pole neid. Nende sidemete laengu tasakaalustamatus võimaldab molekulidel osaleda teatud spetsiifilistes reaktsioonides.
   • Selle heaks näiteks on H-molekul₂O (vesi). O on elektronegatiivsem kui kaks H, nii et see hoiab elektrone lähemal ja muudab kogu molekuli O-osas osaliselt negatiivseks ja H-otstes osaliselt positiivseks.

4. 

   Kui erinevus on suurem kui 2, on side ioonne. Nendes sidemetes paiknevad elektronid täielikult ühes otsas. Kõige elektronegatiivsem aatom saab negatiivse laengu ja kõige vähem elektronegatiivne aatom saab positiivse laengu. Seda tüüpi side võimaldab aatomitel reageerida teiste aatomitega või veelgi enam olla eraldatud polaarsete aatomitega.
   • Selle näiteks on NaCl (naatriumkloriid). Kloor on nii elektronegatiivne, et tõmbab mõlemad elektronid sidemest üksteise poole, jättes naatriumi positiivse laenguga.

5. 

   Kui erinevus on 1,6 ja 2 vahel, otsige metalli. Kui seal sidemes olev metall, see näitab, et see on iooniline. Kui leidub ka muid mittemetalle, on side polaarne kovalentne.
   • Metallide hulgas on suurem osa aatomitest, mis asuvad perioodilise tabeli vasakul ja keskel. Sellel lehel on tabel, mis näitab, millised elemendid on metallid.
   • Meie eelmine HF näide kuulub sellesse rühma. Kuna H ja F ei ole metallid, moodustub side polaarne kovalentne.

3. ja 3. meetod: avastage Mullikeni elektronegatiivsus

1. 

   Leidke oma aatomi esimene ionisatsioonienergia. Mullikeni elektronegatiivsus koosneb mõõtmismeetodist, mis erineb veidi ülaltoodud Paulingu tabelis esitatud meetodist. Selle aatomi väärtuse leidmiseks leidke oma esimene ionisatsioonienergia. See on energia, mis on vajalik aatomi ühe elektroni tühjenemiseks.
   • Selle väärtuse võib leida keemilistest etalonainetest. Sellel lehel on hea tabel, mida saate kasutada (selle leidmiseks kerige alla).
   • Näitena ütleme, et soovite teada saada, mis on liitiumi (Li) elektronegatiivsus. Ülaltoodud lehe tabelis näeme, et esimene ionisatsioonienergia on samaväärne 520 kJ / mol.

2. 

   Uurige, milline on aatomi elektronide afiinsus. See on energia mõõtmine, mis saadakse, kui aatomile lisatakse elektron, et moodustada negatiivne ioon. See on jällegi asi, mida tuleks leida võrdlusmaterjalidest. Sellel lehel on ressursse, millest võib kasu olla.
   • Liitiumi elektrooniline afiinsus on võrdne 60 kJ mol.

3. 

   Lahendage Mullikeni elektronegatiivsuse võrrand. Kui kasutada energiaühikuna kJ / mol, saab Mullikeni elektronegatiivsuse võrrandi kirjutada järgmiselt EN_Mulliken = (1,97 × 10) (E_i + E_ja) + 0,19. Sisestage teadaolevad andmed võrrandisse ja leidke EN väärtus_Mulliken.
   • Meie näites jõuame järgmise lahenduseni:

     EN_Mulliken = (1,97 × 10) (E_i + E_ja) + 0,19

     EN_Mulliken = (1,97 × 10)(520 + 60) + 0,19

     EN_Mulliken = 1,143 + 0,19 = 1,333

Näpunäited

• Lisaks Paulingi ja Mullikeni skaaladele on ka teisi elektronegatiivsuse skaalasid, näiteks Allred-Rochow, Sanderson ja Allen. Igal neist on elektronegatiivsuse arvutamiseks oma võrrandid (ja mõned neist võivad olla üsna keerukad).
• Elektronegatiivsus puudub mõõtühik.