Sisältö

• Askeleet
• vinkkejä

Kemiassa, elektronegatiivisuutta se on vetovoima, jonka atomi kohdistaa sidoksessa oleviin elektroneihin. Atomi, jolla on korkea elektronegatiivisuus, houkuttelee elektroneja suurella intensiteetillä, kun taas atomi, jolla on matala elektronegatiivisuus, tekee sen pienellä intensiteetillä. Näitä arvoja käytetään ennustamaan kuinka eri atomit käyttäytyvät toisiinsa sitoutuessa, mikä tekee tästä aiheesta tärkeän kemiallisen perustaidon.

Askeleet

Menetelmä 1/3: Elektronegatiivisuuden peruskäsitteet

1. 

   Ymmärrä, että kemialliset sidokset tapahtuvat, kun atomit jakavat elektroneja. Elektronegatiivisuuden ymmärtämiseksi on tärkeää ymmärtää ensin, mitä "linkki" on. Kaikkien molekyylin kahden atomin, joka on "kytketty" toisiinsa molekyylikaaviossa, sanotaan olevan sidos niiden välillä. Pohjimmiltaan tämä tarkoittaa, että heillä on kahden elektronin joukko - kukin atomi osallistuu atomiin sitoutumiseen.
   • Tarkat syyt siihen, miksi atomit jakavat elektroneja ja sitoutuvat yhdessä, eivät vastaa tämän artikkelin painopistettä. Jos haluat oppia lisää, etsi Internetistä kemiallisten sidosten peruskäsitteet.

2. 

   
   
   Ymmärrä kuinka elektronegatiivisuus vaikuttaa sidoksessa oleviin elektroneihin. Kun kaksi atomia jakaa kahden elektronin joukon sidoksessa, näiden kahden välillä ei aina ole yhtä suurta jakautumista. Kun yhdellä heistä on suurempi elektronegatiivisuus kuin atomilla, johon se on kiinnittynyt, se tuo nämä kaksi elektronia lähemmäksi itseään. Atomi, jolla on erittäin korkea elektronegatiivisuus, voi vetää elektronit sivuunsa sidoksessa, melkein peruuttaen jakamisen toisen kanssa.
   • Esimerkiksi NaCl (natriumkloridi) -molekyylissä klooriatomilla on korkea elektronegatiivisuus ja natriumilla, matala elektronegatiivisuus. Pian elektronit vedetään kohti klooria ja kaukana natriumista.

3. 

   
   
   Käytä vertailuna elektronegatiivisuustaulua. Elektronegatiivisuustaulukossa esitetään elementit, jotka on järjestetty täsmälleen jaksollisen taulukon tavoin, mutta jokaisella atomilla on merkintä sen elektronegatiivisuudella. Niitä löytyy useista kemian oppikirjoista, teknisistä artikkeleista ja myös Internetistä.
   • Tässä on erinomainen elektronegatiivisuuspöytä. Huomaa, että siinä käytetään Paulingin elektronegatiivisuusasteikkoa, joka on yleisempi. Elektronegatiivisuuden mittaamiseen on kuitenkin muita tapoja, joista yksi esitetään alla.

4. 

   
   
   Muista elektronegatiivisuuden trendit arvioiden tekemiseksi helposti. Jos sinulla ei ole elektronegatiivisuustaulua kädessä, tämä arvo on silti mahdollista arvioida sijaintisi perusteella jaksotaulukossa. Yleisenä sääntönä:
   • Atomin elektronegatiivisuus lisääntyy kun muutat oikea jaksotaulukossa.
   • Atomin elektronegatiivisuus lisääntyy kun muutat ylös jaksotaulukossa.
   • Siksi oikeassa yläkulmassa olevilla atomilla on korkeimmat elektronegatiivisuusarvot ja vasemmassa alakulmassa atomit ovat alhaisimmat.
   • Esimerkiksi edellisessä NaCl-esimerkissä voit määrittää, että kloorin elektronegatiivisuus on suurempi kuin natriumilla, koska se on melkein korkeimmassa oikeassa pisteessä. Toisaalta natrium on kaukana pöydän vasemmalla puolella, mikä tekee siitä yhden vähiten arvokkaista atomeista.

Menetelmä 2/3: yhteyksien löytäminen sähköä tuottavuudella

1. 

   Selvitä kahden atomin elektronegatiivisuuden ero. Kun kaksi atomia on kytketty toisiinsa, ero niiden elektronegatiivisuusarvojen välillä paljastaa paljon kyseisen sidoksen laadusta. Vähennä pienin arvo suurimmasta saadaksesi ero.
   • Esimerkiksi, jos tarkastelemme HF-molekyyliä, vähennämme vedyn (2.1) elektronegatiivisuusarvon fluorista (4.0). 4,0 - 2,1 = 1,9.

2. 

   Jos ero on alle 0,5, sidos on kovalentti ja polaarinen. Tässä elektronit jakautuvat melkein yhtä suuressa mitassa. Nämä sidokset eivät muodosta molekyylejä, joiden kummassakin päässä on suuret varaerot. Polaarisia joukkovelkakirjoja on usein erittäin vaikea hajottaa.
   • Esimerkiksi molekyyli O₂ esittää tämän tyyppisen yhteyden. Koska kahdella happimolekyylillä on sama elektronegatiivisuus, ero niiden välillä on yhtä suuri kuin 0.

3. 

   Jos ero on välillä 0,5 - 1,6, sidos on kovalentti ja polaarinen. Nämä sidokset pitävät enemmän elektroneja toisessa päässä kuin toisessa. Tämä tekee molekyylistä hieman negatiivisemman lopussa, jossa on enemmän elektroneja, ja hiukan positiivisemman lopussa ilman niitä. Näiden sidosten varauksen epätasapaino antaa molekyylien osallistua joihinkin spesifisiin reaktioihin.
   • Hyvä esimerkki tästä on H-molekyyli₂O (vesi). O on enemmän elektronegatiivista kuin kaksi H: ta, joten se pitää elektronit lähemmäksi ja tekee koko molekyylin osittain negatiiviseksi O-päässä ja osittain positiiviseksi H-päässä.

4. 

   Jos ero on suurempi kuin 2, sidos on ioninen. Näissä sidoksissa elektronit ovat täysin toisessa päässä. Eniten sähköä negatiivinen atomi saa negatiivisen varauksen ja vähiten sähköä negatiivinen atomi saa positiivisen varauksen. Tämäntyyppinen sidos antaa atomien reagoida muiden atomien kanssa tai edelleen erottaa polaarisilla atomilla.
   • Esimerkki tästä on NaCl (natriumkloridi). Kloori on niin elektronegatiivinen, että se vetää molemmat elektronit sidoksesta toisiaan kohti, jättäen natriumin positiivisella varauksella.

5. 

   Jos ero on 1,6 ja 2, etsi metalli. Jos siellä metallissa sidoksessa, tämä osoittaa sen olevan ioninen. Jos on muita kuin metalleja, sidos on polaarinen kovalentti.
   • Metallit sisältävät suurimman osan jaksotaulun vasemmalla puolella ja keskellä olevista atomeista. Tällä sivulla on taulukko, joka osoittaa, mitkä elementit ovat metalleja.
   • Edellinen HF-esimerkki kuuluu tähän ryhmään. Koska H ja F eivät ole metalleja, sidos muodostuu polaarinen kovalentti.

Menetelmä 3/3: Löydä Mulliken-elektronegatiivisuus

1. 

   Löydä atomisi ensimmäinen ionisaatioenergia. Mulliken-elektronegatiivisuus koostuu mittausmenetelmästä, joka on hiukan erilainen kuin yllä olevassa Pauling-taulukossa. Löydä sen arvo tietylle atomille etsimällä ensimmäinen ionisointienergiasi. Tämä on energia, joka tarvitaan atomin purkautumiseen yhdestä elektronista.
   • Tämä arvo löytyy todennäköisesti kemiallisista vertailumateriaaleista. Tällä sivulla on hyvä taulukko, jota voit käyttää (vieritä alas löytääksesi se).
   • Oletetaan esimerkiksi, että haluat selvittää, mikä on litiumin (Li) elektronegatiivisuus. Yllä olevan sivun taulukossa näemme, että ensimmäinen ionisaatioenergia on yhtä suuri kuin 520 kJ / mol.

2. 

   Selvitä, mikä on atomin elektroniaffiniteetti. Tämä on mitattu energia, joka saadaan, kun atomiin lisätään elektronia negatiivisen ionin muodostamiseksi. Tämä on jälleen jotain, joka pitäisi löytää vertailumateriaaleista. Tällä sivulla on resursseja, joista voi olla hyötyä.
   • Litiumin elektroninen affiniteetti on yhtä suuri kuin 60 kJ mol.

3. 

   Ratkaise Mullikenin elektronegatiivisuusyhtälö. Kun käytetään kJ / mol energiayksikönä, Mullikenin sähköaktiivisuusyhtälö voidaan kirjoittaa muodossa EN_Mulliken = (1,97 x 10) (E_minä + E_ja) + 0,19. Lisää tunnetut tiedot yhtälöön ja löydä EN-arvo_Mulliken.
   • Esimerkissä saamme seuraavan ratkaisun:

     EN_Mulliken = (1,97 x 10) (E_minä + E_ja) + 0,19

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

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

vinkkejä

• Pauling- ja Mulliken-asteikkojen lisäksi on olemassa myös muita sähköaktiivisuusvaakoja, kuten Allred-Rochow, Sanderson ja Allen. Jokaisella heistä on omat yhtälönsä elektronegatiivisuuden laskemiseksi (ja jotkut niistä voivat olla melko monimutkaisia).
• elektronegatiivisuus ei ole mittayksikköä.