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
- 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.
-
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.
-
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.
-
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
- 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.
- 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.
- 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.
- 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.
- 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
- 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.
- 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.
- 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
- Példánkban a következő állásfoglalást fogjuk elérni:
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.