A kémiában az elektronegativitás azt méri, hogy egy atom milyen mértékben vonzza az elektronokat a kötésben. A nagy elektronegativitású atomok erősen vonzzák az elektronokat, míg az alacsony elektronegativitású atomok gyengén vonzzák az elektronokat. Az elektronegativitási értékeket arra használják, hogy megjósolják a különböző atomok viselkedését egymáshoz kötődve, ami az alapvető kémia alapvető készségévé teszi.
Lépés
Módszer 1 /3: Elektronegativitás alapjai
1. lépés. Értsék meg, hogy kémiai kötések akkor keletkeznek, amikor az atomok elektronokat osztanak meg
Az elektronegativitás megértéséhez fontos, hogy először megértsük a kötés jelentését. A molekula bármely két atomja, amelyek molekuláris diagramban kapcsolódnak egymáshoz, kötésekkel rendelkeznek. Alapvetően ez azt jelenti, hogy a két atomnak két elektronja van - mindegyik atom egy atommal járul hozzá a kötéshez.
Az atomok elektronok és kötések megosztásának pontos okai kívül esnek a cikk keretein. Ha többet szeretne megtudni, olvassa el a következő cikkeket a kötés alapjairól vagy más cikkeket
2. lépés. Értse meg, hogyan befolyásolja az elektronegativitás a kötés elektronjait
Ha mindkét atom két elektronból álló kötéssel rendelkezik, akkor az atomok nem mindig osztoznak igazságosan. Ha az egyik atom nagyobb elektronegativitással rendelkezik, mint az atom, amelyhez kötődik, akkor a kötésben lévő két elektronot magához közelebb vonzza. A nagy elektronegativitású atomok vonzhatják az elektronokat a kötés oldalához, megosztva azokat az összes többi atommal.
Például a NaCl (nátrium -klorid) molekulában a kloridatom meglehetősen magas elektronegativitással rendelkezik, a nátrium pedig meglehetősen alacsony elektronegativitással. Így az elektronok vonzódnak közel a kloridhoz és maradj távol a nátriumtól.
3. lépés. Az elektronegativitási táblázatot használja referenciaként
Az elemek elektronegativitási táblájában az elemek pontosan úgy vannak elrendezve, mint a periódusos rendszerben, kivéve, hogy minden atom saját elektronegativitással van megjelölve. Ezek a táblázatok megtalálhatók a különféle kémia tankönyvekben és mérnöki cikkekben, valamint az interneten.
Ez egy link egy nagyon jó elektronegativitási táblázathoz. Vegye figyelembe, hogy ez a táblázat a leggyakrabban használt Pauling elektronegativitási skálát használja. Vannak azonban más módszerek is az elektronegativitás mérésére, amelyek közül az egyik alább látható
4. lépés. Az egyszerű becsléshez tartsa szem előtt az elektronegativitási tendenciákat
Ha még nem rendelkezik egy praktikus elektronegativitási táblával, akkor is megbecsülheti az atom elektronegativitását a rendszeres periódusos rendszerben való elhelyezkedése alapján. Általános szabályként:
- Az atom elektronegativitása nő magas minél többet költözöl jobb a periódusos rendszerben.
- Az atom elektronegativitása nő magas minél többet mozogsz lovagol a periódusos rendszerben.
- Így a jobb felső sarokban lévő atomok rendelkeznek a legnagyobb elektronegativitással, a bal alsó atomok pedig a legalacsonyabb elektronegativitással.
- Például a fenti NaCl példában meg lehet állapítani, hogy a klór nagyobb elektronegativitással rendelkezik, mint a nátrium, mivel a klór majdnem a jobb felső sarokban található. Másrészt a nátrium messze balra van, így az egyik legalacsonyabb atomszint.
2. módszer a 3 -ból: Kötések keresése elektronegativitás alapján
1. lépés Keresse meg a két atom közötti elektronegativitásbeli különbséget
Amikor két atom kötődik, a kettő elektronegativitása közötti különbség megmondhatja a köztük lévő kötés minőségét. A különbség megállapításához vonja le a kisebb elektronegativitást a nagyobbból.
Például, ha megnézzük a HF molekulát, akkor a fluorból (4, 0) kivonjuk a hidrogén (2, 1) elektronegativitását. 4, 0-2, 1 = 1, 9
2. lépés. Ha a különbség 0,5 alatt van, a kötés nem poláris kovalens
Ebben a kötésben az elektronok meglehetősen megosztottak. Ez a kötés nem képez olyan molekulát, amelynek nagy a töltésbeli különbsége a két atom között. A nem poláris kötéseket nagyon nehéz megszakítani.
Például az O. molekula2 rendelkezzen ilyen típusú kötéssel. Mivel mindkét oxigén azonos elektronegativitással rendelkezik, az elektronegativitásuk közötti különbség 0.
3. lépés Ha a különbség 0,5-1,6 között van, a kötés poláris kovalens
Ennek a kötésnek több elektronja van egy atomban. Így a molekula kissé negatívabb lesz az atom végén, több elektronnal, és kissé pozitívabb az atom végén, kevesebb elektronnal. A töltések egyensúlyhiánya ezekben a kötésekben lehetővé teszi a molekulák számára, hogy részt vegyenek bizonyos speciális reakciókban.
Erre a kötésre jó példa a H. molekula2O (víz). Az O elektronegatívabb, mint a két H, ezért O -nak több elektronja van, és az egész molekula az O -végén részben negatív, a H -végén pedig részben pozitív.
4. lépés. Ha a különbség nagyobb, mint 2,0, akkor a kötés ionos
Ebben a kötésben az összes elektron a kötés egyik végén van. A több elektronegatív atom negatív töltést kap, a kevésbé elektronegatív atom pedig pozitív töltést. Az ilyen kötések lehetővé teszik, hogy az atomok jól reagáljanak más atomokkal, és még poláris atomok is elválaszthassák őket.
Erre a kötésre példa a NaCl (nátrium -klorid). A klór annyira elektronegatív, hogy a kötésben lévő mindkét elektronot magához vonzza, így pozitív töltésű nátrium marad
5. lépés. Ha a különbség 1,6-2, 0 között van, keresse meg a fémet
Ha van fém a kötésben, a kötés az ión. Ha csak nemfémek vannak, akkor a kötés az poláris kovalens
- A fémek alkotják a periódusos rendszer bal és középső atomjainak nagy részét. Ezen az oldalon van egy táblázat, amely bemutatja a fémekből álló elemeket.
- A fenti HF példánk ebben a nyakkendőben szerepel. Mivel H és F nem fémek, kötésekkel rendelkeznek poláris kovalens.
3. módszer 3 -ból: A Mulliken elektronegativitás megállapítása
1. lépés Keresse meg atomja első ionizációs energiáját
Mulliken elektronegativitása kissé eltér a Pauling fenti táblázatában használt elektronegativitás mérési módszerétől. Az adott atomhoz tartozó Mulliken elektronegativitás megtalálásához keresse meg az atom első ionizációs energiáját. Ez az energia szükséges ahhoz, hogy az atom egyetlen elektronot feladjon.
- Ezt kell keresnie a kémia referenciaanyagaiban. Ezen az oldalon van egy jó táblázat, amelyet érdemes használni (görgessen lefelé, hogy megtalálja).
- Tegyük fel például, hogy a lítium (Li) elektronegativitását keressük. A fenti oldalon található táblázatban láthatjuk, hogy az első ionizációs energia 520 kJ/mol.
2. lépés. Keresse meg az atom elektron affinitását
Az affinitás az energia mérése, amelyet akkor kapunk, amikor egy elektronot hozzáadunk az atomhoz, hogy negatív iont képezzen. Ismét ezt kell keresnie a referenciaanyagokban. Ez az oldal olyan forrásokat tartalmaz, amelyeket érdemes felkeresni.
A lítium elektron affinitása az 60 KJ mol-1.
3. lépés. Oldja meg a Mulliken elektronegativitási egyenletet
Ha kJ/mol -t használ energiaegységként, akkor a Mulliken elektronegativitás egyenlete HUMulliken = (1, 97×10−3) (E.én+Eea) + 0, 19. Csatlakoztassa az értékeit az egyenlethez, és oldja meg az EN -tMulliken.
-
Példánkban a következőképpen oldjuk meg:
-
- HUMulliken = (1, 97×10−3) (E.én+Eea) + 0, 19
- HUMulliken = (1, 97×10−3)(520 + 60) + 0, 19
- HUMulliken = 1, 143 + 0, 19 = 1, 333
-
Tippek
- A Pauling és Mulliken skálák mellett más elektronegativitási skálák az Allred – Rochow, a Sanderson és az Allen skálák. Mindezek a skálák saját egyenletekkel rendelkeznek az elektronegativitás kiszámításához (ezen egyenletek némelyike meglehetősen bonyolult lehet).
- Az elektronegativitásnak nincs egysége.
