In die chemie is elektronegatiwiteit 'n meting van die mate waarin 'n atoom elektrone in 'n binding aantrek. Atome met 'n hoë elektronegatiwiteit trek elektrone sterk aan, terwyl atome met 'n lae elektronegatiwiteit elektrone swak aantrek. Elektronegatiwiteitswaardes word gebruik om die gedrag van verskillende atome te voorspel wanneer dit aan mekaar gebind is, wat dit 'n belangrike vaardigheid in basiese chemie maak.
Stap
Metode 1 van 3: Grondbeginsels vir elektronegatiwiteit
Stap 1. Verstaan dat chemiese bindings plaasvind wanneer atome elektrone deel
Om elektronegatiwiteit te verstaan, is dit belangrik om eers die betekenis van binding te verstaan. Enige twee atome in 'n molekule wat in 'n molekulêre diagram met mekaar verband hou, het bindings. Dit beteken basies dat die twee atome 'n tweelektronepoel deel - elke atoom dra een atoom by tot die binding.
Die presiese redes waarom atome elektrone en bindings deel, val buite die omvang van hierdie artikel. As u meer wil leer, lees dan die volgende artikels oor basiese verbindings of ander artikels
Stap 2. Verstaan hoe elektronegatiwiteit die elektrone in 'n binding beïnvloed
As beide atome 'n poel van twee elektrone in 'n binding het, deel die atome nie altyd regverdig nie. As een atoom 'n hoër elektronegatiwiteit het as die atoom waaraan dit gebind is, lok dit die twee elektrone in die binding nader aan homself. Atome met 'n hoë elektronegatiwiteit kan elektrone na die kant van die binding lok en dit met alle ander atome deel.
Byvoorbeeld, in die NaCl (natriumchloried) molekule het die chloriedatoom 'n redelike hoë elektronegatiwiteit en natrium het 'n redelik lae elektronegatiwiteit. Dus sal die elektrone aangetrek word naby aan chloried en bly weg van natrium.
Stap 3. Gebruik die elektronegatiwiteitstabel as 'n verwysing
Die elektronegatiwiteitstabel van die elemente het die elemente presies gerangskik soos in die periodieke tabel, behalwe dat elke atoom met sy eie elektronegatiwiteit gemerk is. Hierdie tabelle kan gevind word in 'n verskeidenheid chemiehandboeke en ingenieursartikels, sowel as aanlyn.
Dit is 'n skakel na 'n baie goeie elektronegatiwiteitstabel. Let daarop dat hierdie tabel die mees gebruikte Pauling -elektronegatiwiteitskaal gebruik. Daar is egter ander maniere om elektronegatiwiteit te meet, waarvan een hieronder getoon word
Stap 4. Hou die neiging tot elektronegatiwiteit in gedagte vir 'n maklike skatting
As u nog nie 'n handige elektronegatiwiteitstabel het nie, kan u nog steeds 'n atoom se elektronegatiwiteit skat op grond van die ligging daarvan op die gewone periodieke tabel. As 'n algemene reël:
- Die elektronegatiwiteit van die atoom neem toe lank hoe meer jy beweeg reg in die periodieke tabel.
- Die elektronegatiwiteit van die atoom neem toe lank hoe meer jy beweeg ry in die periodieke tabel.
- Die atome regs bo het dus die hoogste elektronegatiwiteit en die atome links onder het die laagste elektronegatiwiteite.
- Byvoorbeeld, in die NaCl -voorbeeld hierbo, kan u sien dat chloor 'n hoër elektronegatiwiteit het as natrium, omdat die chloor amper regs bo is. Aan die ander kant is natrium ver links, wat dit een van die laagste atoomvlakke maak.
Metode 2 van 3: Die vind van effekte deur elektronegatiwiteit
Stap 1. Vind die verskil in elektronegatiwiteit tussen die twee atome
As twee atome gebind is, kan die verskil tussen die elektronegatiwiteite van die twee u vertel oor die kwaliteit van die binding tussen hulle. Trek die kleiner elektronegatiwiteit af van die groter om die verskil te vind.
As ons byvoorbeeld na die HF -molekule kyk, trek ons die elektronegatiwiteit van waterstof (2, 1) af van fluoor (4, 0). 4, 0 - 2, 1 = 1, 9
Stap 2. As die verskil onder 0,5 is, is die binding nie-polêr kovalent
In hierdie binding word die elektrone redelik gedeel. Hierdie binding vorm nie 'n molekule wat 'n groot ladingverskil tussen die twee atome het nie. Nie-polêre bindings is baie moeilik om te breek.
Byvoorbeeld, die O. -molekule2 het hierdie tipe band. Aangesien beide oksigene dieselfde elektronegatiwiteit het, is die verskil tussen hul elektronegatiwiteite 0.
Stap 3. As die verskil tussen 0,5-1, 6 is, is die binding polêr kovalent
Hierdie binding het meer elektrone in een atoom. Dit maak die molekule effens meer negatief aan die einde van die atoom met meer elektrone, en effens meer positief aan die einde van die atoom met minder elektrone. Die wanbalans in hierdie bindings stel molekules in staat om aan sekere spesiale reaksies deel te neem.
'N Goeie voorbeeld van hierdie binding is die H. molekule2O (water). O is meer elektronegatief as die twee H's, dus O het meer elektrone en maak die hele molekule gedeeltelik negatief aan die O -einde en gedeeltelik positief aan die H -einde.
Stap 4. As die verskil meer as 2,0 is, is die binding ionies
In hierdie binding is al die elektrone aan die een kant van die binding. Die meer elektronegatiewe atoom kry 'n negatiewe lading en die minder elektronegatiewe atoom kry 'n positiewe lading. Met sulke bindings kan die atome goed reageer met ander atome en selfs deur polêre atome geskei word.
'N Voorbeeld van hierdie binding is NaCl (natriumchloried). Chloor is so elektronegatief dat dit beide elektrone in die binding na homself lok, wat natrium met 'n positiewe lading laat
Stap 5. As die verskil tussen 1.6-2, 0 is, vind die metaal
As daar is metaal in die binding, die binding is ionies. As daar slegs nie-metale is, is die binding polêre kovalente
- Metale bestaan uit die meeste atome links en in die middel van die periodieke tabel. Hierdie bladsy bevat 'n tabel met die elemente wat metale is.
- Ons HF -voorbeeld van bo is ingesluit in hierdie das. Aangesien H en F nie metale is nie, het hulle bindings polêre kovalente.
Metode 3 van 3: Die vind van die Mulliken -elektronegatiwiteit
Stap 1. Vind die eerste ionisasie -energie van u atoom
Die elektronegatiwiteit van Mulliken verskil effens van die meting van elektronegatiwiteit wat in Pauling se tabel hierbo gebruik word. Om die Mulliken -elektronegatiwiteit vir 'n gegewe atoom te vind, vind die atoom se eerste ionisasie -energie. Dit is die energie wat nodig is om 'n atoom 'n enkele elektron te laat vaar.
- Dit is iets waarna u moontlik in chemiese naslaanmateriaal moet soek. Hierdie webwerf het 'n goeie tafel wat u moontlik wil gebruik (blaai af om dit te vind).
- Gestel ons kyk byvoorbeeld na die elektronegatiwiteit van litium (Li). In die tabel op die bogenoemde webwerf kan ons sien dat die eerste ionisasie -energie is 520 kJ/mol.
Stap 2. Vind die elektronaffiniteit van die atoom
Affiniteit is 'n meting van die energie wat verkry word wanneer 'n elektron by 'n atoom gevoeg word om 'n negatiewe ioon te vorm. Weereens, dit is iets waarna u in naslaanmateriaal moet soek. Hierdie webwerf het hulpbronne wat u dalk wil opsoek.
Die elektronaffiniteit van litium is 60 KJ mol-1.
Stap 3. Los die Mulliken elektronegatiwiteitsvergelyking op
As u kJ/mol as die eenheid vir u energie gebruik, is die vergelyking vir die Mulliken elektronegatiwiteit NLMulliken = (1, 97×10−3) (E.ek+Eea) + 0, 19. Koppel u waardes in die vergelyking en los op vir ENMulliken.
-
In ons voorbeeld los ons dit so op:
-
- NLMulliken = (1, 97×10−3) (E.ek+E.ea) + 0, 19
- NLMulliken = (1, 97×10−3)(520 + 60) + 0, 19
- NLMulliken = 1, 143 + 0, 19 = 1, 333
-
Wenke
- Benewens die Pauling- en Mulliken -skaal, sluit ander elektronegatiwiteitskale die Allred – Rochow -skaal, die Sanderson -skaal en die Allen -skaal in. Al hierdie skale het hul eie vergelykings vir die berekening van elektronegatiwiteit (sommige van die vergelykings kan nogal ingewikkeld raak).
- Elektronegatiwiteit het geen eenhede nie.
