Hogyan lehet kiszámítani az elektronegativitást?

Szerző: Frank Hunt
A Teremtés Dátuma: 20 Március 2021
Frissítés Dátuma: 25 Március 2024
Anonim
Hogyan lehet kiszámítani az elektronegativitást? - Tippek
Hogyan lehet kiszámítani az elektronegativitást? - Tippek

Tartalom

A kémiában, elektronegativitási ez egy vonzóképesség mérése, amelyet egy atom egy kötésben lévő elektronokra gyakorol. A nagy elektronegativitású atom nagy intenzitással vonzza az elektronokat, míg az alacsony elektronegativitású atom kis intenzitással képes. Ezeket az értékeket arra használják, hogy megjósolják, hogy a különböző atomok hogyan viselkednek egymáshoz kötve, így ez a téma fontos tudás az alapvető kémiában.

Lépések

1. módszer a 3-ból: Az elektronegativitás alapvető fogalmai

  1. Tudja meg, hogy a kémiai kötések akkor fordulnak elő, amikor az atomok megosztanak elektronokat. Az elektronegativitás megértéséhez fontos, hogy először megértse, mi a "kapcsolat". Azt állítják, hogy a molekulában a molekuláris diagramban egymással "összekötött" bármilyen két atom kötődik egymáshoz. Alapvetõen ez azt jelenti, hogy két elektront osztanak meg - mindegyik atom hozzájárul egy atomhoz a kötéshez.
    • Az atomok elektronok megosztásának és összekapcsolásának pontos okai nem felelnek meg a cikk tárgyának. Ha többet szeretne megtudni, keresse meg az interneten a kémiai kötések alapfogalmait.

  2. Tudja meg, hogyan befolyásolja az elektronegativitás a kötésben lévő elektronokat. Ha két atom megosztja két elektron sorozatát egy kötésben, akkor nem mindig egyenlő a megoszlás a kettő között. Ha egyiküknek nagyobb az elektronegativitása, mint az atomhoz, amelyhez kapcsolódik, akkor a két elektron közelebb kerül önmagához. Egy nagyon magas elektronegativitással rendelkező atom képes az elektronokat oldalán húzni a kötésben, szinte megszakítva az osztást a másikkal.
    • Például a NaCl (nátrium-klorid) molekulában a klóratom nagy elektronegativitással, a nátrium alacsony elektronegativitással rendelkezik. Hamarosan az elektronok meghúzódnak klór felé és távol a nátriumtól.

  3. Használjon referenciaként egy elektronegativitási táblázatot. Az elektronegativitási táblázat az elemeket pontosan úgy rendezi el, mint a periódusos rendszer, de mindegyik atomot megjelölik az elektronegativitással. Megtalálható számos kémiai tankönyvben, műszaki cikkben és az interneten is.
    • Itt egy kiváló elektronegativitási táblázat. Vegye figyelembe, hogy a Pauling elektronegativitási skálát használja, amely gyakoribb. Az elektronegativitás mérésére azonban vannak más módok is, amelyek egyikét az alábbiakban mutatjuk be.

  4. Ne feledje, hogy az elektronegativitás trendei könnyen becsülhetők meg. Ha nincs kéznél elektronegativitási táblázat, továbbra is meg lehet becsülni ezt az értéket a periódusos rendszerben található hely alapján. Általános szabályként:
    • Egy atom elektronegativitása növekszik amint a jobb az időszakos táblázatban.
    • Egy atom elektronegativitása növekszik ahova költözsz fel az időszakos táblázatban.
    • Ezért a jobb felső sarokban lévő atomoknak van a legnagyobb az elektronegativitás értéke, a bal alsó sarokban pedig a legalacsonyabb.
    • Például az előző NaCl-példában meghatározhatja, hogy a klór nagyobb elektronegativitással rendelkezik, mint a nátrium, mert szinte a legmagasabb pontban van. Másrészt a nátrium az asztal bal oldalán van, ami az egyik legkevésbé értékes atom.

2/3 módszer: Kapcsolatok keresése elektronegativitással

  1. Keresse meg a két atom közötti elektronegativitás különbséget. Ha két atom kapcsolódik egymáshoz, az elektronegativitási értékeik közötti különbség sokat felfedi a kötés minőségét. A különbség megállapításához vonjuk le a legkisebb értéket a legnagyobbból.
    • Például, ha a HF-molekulát vizsgáljuk, akkor kivonjuk a hidrogén (2.1) elektronegativitási értékét a fluortól (4.0). 4,0 - 2,1 = 1,9.
  2. Ha a különbség 0,5 alatt van, akkor a kötés kovalens és nem poláris. Itt az elektronok szinte azonos mértékben oszlanak meg. Ezek a kötések nem képeznek olyan molekulákat, amelyek egyik végén nagy a töltésbeli különbség. A poláris kötvényeket gyakran nagyon nehéz megbontani.
    • Például az O molekula2 bemutatja az ilyen típusú kapcsolatot. Mivel a két oxigénmolekula azonos elektronegativitással rendelkezik, a különbség közöttük egyenlő 0-val.
  3. Ha a különbség 0,5 és 1,6 között van, akkor a kötés kovalens és poláris. Ezek a kötések az egyik végén több elektronot tartanak, mint a másikban. Ez a molekula végén egy kicsit negatívabbá teszi több elektronot, és egy kicsit pozitívabb a végén nélküle. Ezekben a kötésekben a töltöttség-egyensúlyhiány lehetővé teszi a molekulák számára, hogy részt vegyenek bizonyos specifikus reakciókban.
    • Jó példa erre a H molekula2O (víz). Az O elektronegatívabb, mint két H, tehát közelebb tartja az elektronokat, és az egész molekulát az O végén részlegesen negatívvá, a H végén pedig részlegesen pozitívvá teszi.
  4. Ha a különbség nagyobb, mint 2, akkor a kötés ionos. Ezekben a kötésekben az elektronok teljesen az egyik végükön vannak elhelyezve. A leginkább elektronegatív atom negatív töltést, a legkevésbé elektronegatív atom pozitív töltést kap. Az ilyen típusú kötés lehetővé teszi az atomok számára, hogy más atomokkal reagáljanak, vagy pedig poláris atomokkal elválaszthatok.
    • Erre példa a NaCl (nátrium-klorid). A klór annyira elektronegatív, hogy mindkét elektronot húzza a kötésből egymáshoz, pozitív töltésű nátriumot hagyva.
  5. Ha a különbség 1,6 és 2 között van, keressen egy fémet. Ha ott egy fém van jelen a kötésben, ez azt jelzi, hogy van ión. Ha vannak más nemfémek, akkor a kötés poláris kovalens.
    • A fémek tartalmazzák az periodikus táblázat bal oldalán és közepén lévő atomok többségét. Ezen az oldalon található egy táblázat, amely megmutatja, hogy mely elemek fémek.
    • Korábbi HF-példánk ebbe a csoportba tartozik. Mivel H és F nem fémek, a kötés így lesz poláris kovalens.

3/3 módszer: Fedezze fel a Mulliken elektronegativitást

  1. Keresse meg atomjának első ionizációs energiáját. A mulliken elektronegativitás egy mérési módszerből áll, amely kissé különbözik a fenti Pauling-táblázatban megadottól. Egy adott atom értékének megkereséséhez keresse meg első ionizációs energiáját. Ez az az energia, amely ahhoz szükséges, hogy az atom egyetlen elektronból kisüljön.
    • Ez az érték valószínűleg megtalálható a kémiai referenciaanyagokban. Ezen az oldalon található egy jó táblázat, amelyet használhat (görgessen lefelé, hogy megtalálja).
    • Példaként mondjuk, hogy szeretné megtudni, hogy mi a lítium (Li) elektronegativitása. A fenti oldalon található táblázatban láthatjuk, hogy az első ionizációs energia egyenértékű 520 kJ / mol.
  2. Tudja meg, mi az atom elektron affinitása. Ez annak az energianek a mérése, amelyet akkor kapunk, ha egy atomot elektronhoz adunk egy negatív ion létrehozásához. Ezt ismét meg kell találni a referenciaanyagokban. Ezen az oldalon források találhatók, amelyek hasznosak lehetnek.
    • A lítium elektronikus affinitása egyenlő: 60 kJ mol.
  3. Oldja meg Mulliken elektronegativitási egyenletét. Ha kJ / mol energiát használunk, Mulliken elektronegativitási egyenletét így lehet megadni ENMulliken = (1,97 × 10) (Eén + Eés a) + 0,19. Helyezze az ismert adatokat az egyenletbe és keresse meg az EN értékétMulliken.
    • Példánkban a következő állásfoglalást fogjuk elérni:
      ENMulliken = (1,97 × 10) (Eén + Eés a) + 0,19
      ENMulliken = (1,97 × 10)(520 + 60) + 0,19
      ENMulliken = 1,143 + 0,19 = 1,333

tippek

  • A Pauling és Mulliken mérlegek mellett vannak más elektronegativitási mérlegek is, például Allred-Rochow, Sanderson és Allen. Mindegyiknek megvan a saját egyenlete az elektronegativitás kiszámításához (és némelyikük meglehetősen összetett is).
  • elektronegativitás nincs mértékegysége.

Az önzáró ajtópántok beállítása

William Ramirez

Március 2024

Egyéb zakazok Az önzáró zanérok belejében rugók zárják az ajtót, így nem kell aggódnia, hogy maga zárja be. Ha azonban az ajtaja becap&...

Egyéb zakazok A megrándult ujjak vizonylag gyakori érüléek az olyan portokban, mint a foci é a koárlabda. zerencére, bár a kificamodott ujj kényelmetl...

Érdekes Hozzászólások