Indhold

• Steps
• Tips

I kemi, elektronegativitet det er et mål for den tiltrækning, som et atom udøver på elektroner i en binding. Et atom med høj elektronegativitet tiltrækker elektroner med stor intensitet, mens et atom med lav elektronegativitet vil gøre det med ringe intensitet. Disse værdier bruges til at forudsige, hvordan forskellige atomer vil opføre sig, når de er bundet til hinanden, hvilket gør dette emne til en vigtig færdighed i grundlæggende kemi.

Steps

Metode 1 af 3: Grundlæggende begreber om elektronegativitet

1. 

   Forstå, at kemiske bindinger sker, når atomer deler elektroner. For at forstå elektronegativitet er det vigtigt først at forstå, hvad et "link" er. Alle to atomer i et molekyle "forbundet" til hinanden i et molekyldiagram siges at have en binding mellem dem. I det væsentlige betyder det, at de deler et sæt af to elektroner - hvert atom bidrager med et atom til bindingen.
   • De nøjagtige årsager til, at atomer deler elektroner og binder sammen, svarer ikke til fokus i denne artikel. Hvis du vil lære mere, skal du søge på internettet efter de grundlæggende begreber om kemiske bindinger.

2. 

   
   
   Forstå, hvordan elektronegativitet påvirker elektroner, der er til stede i bindingen. Når to atomer deler et sæt af to elektroner i en binding, er der ikke altid en lige fordeling mellem de to. Når en af ​​dem har en højere elektronegativitet end det atom, som den er bundet til, bringer den de to elektroner tættere på sig selv. Et atom med meget høj elektronegativitet kan trække elektronerne til sin side i bindingen og næsten annullere delingen med den anden.
   • For eksempel har kloratomet i NaCl (natriumchlorid) molekylet en høj elektronegativitet og natrium, en lav elektronegativitet. Snart trækkes elektronerne mod klor og væk fra natrium.

3. 

   
   
   Brug en elektronegativitetstabel som reference. Elektronegativitetstabellen viser elementerne arrangeret nøjagtigt som det periodiske bord, men med hvert atom mærket med dets elektronegativitet. De kan findes i adskillige kemiske lærebøger, tekniske artikler og også på internettet.
   • Her er en fremragende elektronegativitetstabel. Bemærk, at den bruger Pauling-elektronegativitetsskalaen, som er mere almindelig. Der er imidlertid andre måder at måle elektronegativitet, hvoraf den ene vises nedenfor.

4. 

   
   
   Husk elektronegativitetstendenser for nemt at estimere. Hvis du ikke har en elektronegativitetstabel til rådighed, er det stadig muligt at estimere denne værdi baseret på din placering i den periodiske tabel. Som hovedregel:
   • Elektronegativiteten af ​​et atom stiger når du flytter til højre i den periodiske tabel.
   • Elektronegativiteten af ​​et atom stiger når du flytter til op i den periodiske tabel.
   • Derfor har atomerne i øverste højre hjørne de højeste elektronegativitetsværdier, og dem i det nederste venstre hjørne har det laveste.
   • I det forrige NaCl-eksempel kan du f.eks. Bestemme, at klor har en højere elektronegativitet end natrium, fordi det næsten er på det højeste højre punkt. På den anden side er natrium langt til venstre for bordet, hvilket gør det til et af de mindst værdifulde atomer.

Metode 2 af 3: Find forbindelser med elektronegativitet

1. 

   Find forskellen i elektronegativitet mellem de to atomer. Når to atomer er koblet sammen, afslører forskellen mellem deres elektronegativitetsværdier meget om kvaliteten af ​​denne binding. Træk den mindste værdi fra den største for at finde forskellen.
   • For eksempel, hvis vi ser på HF-molekylet, trækker vi elektronegativitetsværdien af ​​brint (2.1) fra fluor (4.0). 4,0 - 2,1 = 1,9.

2. 

   Hvis forskellen er under 0,5, er bindingen kovalent og ikke-polær. Her deles elektroner næsten lige meget. Disse bindinger danner ikke molekyler med store forskelle i ladning i hver ende. Polære bindinger er ofte meget vanskelige at bryde.
   • For eksempel molekylet O₂ præsenterer denne type forbindelse. Da de to iltmolekyler har den samme elektronegativitet, er forskellen mellem dem lig med 0.

3. 

   Hvis forskellen er mellem 0,5 og 1,6, er bindingen kovalent og polær. Disse bindinger rummer flere elektroner i den ene ende end i den anden. Dette gør molekylet lidt mere negativ i slutningen med flere elektroner og lidt mere positivt i slutningen uden dem. Ladningsubalance i disse bindinger tillader molekyler at deltage i nogle specifikke reaktioner.
   • Et godt eksempel på dette er H-molekylet₂O (vand). O er mere elektronegativt end to H'er, så det holder elektronerne tættere og gør hele molekylet delvist negativt ved O-enden og delvist positivt ved H-enderne.

4. 

   Hvis forskellen er større end 2, er bindingen ionisk. I disse bindinger er elektronerne placeret helt i den ene ende. Det mest elektronegative atom får en negativ ladning, og det mindst elektronegative atom får en positiv ladning. Denne type binding tillader atomerne at reagere med andre atomer eller yderligere at adskilles med polære atomer.
   • Et eksempel på dette er NaCl (natriumchlorid). Klor er så elektronegativ, at det trækker begge elektroner fra bindingen mod hinanden og efterlader natrium med en positiv ladning.

5. 

   Hvis forskellen er mellem 1,6 og 2, skal du kigge efter et metal. Hvis der et metal til stede i bindingen, dette indikerer, at det er ioniske. Hvis der er andre ikke-metaller, er bindingen polært kovalent.
   • Metaller inkluderer de fleste af atomerne til venstre og i midten af ​​den periodiske tabel. Denne side har en tabel, der viser, hvilke elementer der er metaller.
   • Vores tidligere HF-eksempel falder ind i denne gruppe. Da H og F ikke er metaller, vil bindingen være polært kovalent.

Metode 3 af 3: Opdag Mulliken-elektronegativitet

1. 

   Find det første ioniseringsenergi i dit atom. Mulliken elektronegativitet består af en målemetode, der er lidt anderledes end den, der findes i Pauling-tabellen ovenfor. For at finde dens værdi for et givet atom skal du finde din første ioniseringsenergi. Dette er den energi, der kræves for at få atomudladningen til en enkelt elektron.
   • Denne værdi kan sandsynligvis findes i kemiske referencematerialer. Denne side har en god tabel, som du kan bruge (rulle ned for at finde den).
   • Lad os som et eksempel sige, at du vil finde ud af, hvad der er elektronegativiteten af ​​litium (Li). I tabellen på siden ovenfor kan vi se, at den første ioniseringsenergi svarer til 520 kJ / mol.

2. 

   Find ud af, hvad atomets affinitet er. Dette er en måling af den energi, der opnås, når et elektron tilføjes til atomet for at danne en negativ ion. Igen er dette noget, der skal findes i referencematerialer. Denne side har ressourcer, der kan være nyttige.
   • Den elektroniske affinitet af lithium er lig med 60 kJ mol.

3. 

   Løs Mullikens elektronegativitetsligning. Når man bruger kJ / mol som energienhed, kan Mullikens elektronegativitetsligning skrives som DA_Mulliken = (1,97 × 10) (E_jeg + E_og) + 0,19. Indsæt de kendte data i ligningen og find værdien af ​​EN_Mulliken.
   • I vores eksempel kommer vi til følgende opløsning:

     DA_Mulliken = (1,97 × 10) (E_jeg + E_og) + 0,19

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

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

Tips

• Ud over Pauling- og Mulliken-skalaerne er der andre elektronegativitetsskalaer, såsom Allred-Rochow, Sanderson og Allen. Hver af dem har sine egne ligninger til beregning af elektronegativitet (og nogle af dem kan være ret komplicerede).
• elektronegativitet har ikke en måleenhed.