Tartalom

• Lépések
• Tanács

A kémia területén elektronegativitás az atom kémiai kötésben az elektronhoz való vonzódásának mérésére szolgáló egység. A nagy elektronegativitású atomok erős erővel vonzzák az elektronokat, míg az alacsony elektronegativitású atomok gyenge erővel vonzzák az elektronokat. Az elektronegativitási értékeket arra használják, hogy előre jelezzék az atomok közötti kémiai kötések kialakításának képességét, ezért ez az alapkémia fontos készsége.

Lépések

3/1-es módszer: Az elektronegativitás alapismeretei

1. 

   Kémiai kötés akkor keletkezik, amikor az atomok megosztják az elektronokat. Az elektronegativitás megértéséhez először meg kell értenie, hogy mi a "kötés". Bármely két atomnak, amely "összekapcsolódik" a molekulaszerkezetben, kötés lesz közöttük, ami azt jelenti, hogy közös elektronpárok vannak, és mindegyik atom egy elektronnal járul hozzá ehhez a kötéshez.
   • Ez a cikk nem fedi le a pontos okot miért az atomok megosztják az elektronokat, és kötõdik közöttük. Ha többet szeretne megtudni, olvassa el ezt a cikket a kémiai kötésről vagy a wikiHow cikkét a kémiai kötés tulajdonságainak tanulmányozásáról.

2. 

   
   
   Hogyan befolyásolja az elektronegativitás a kötésben lévő elektronokat? Amikor két atom kötésben ugyanazt az elektronpárt osztja meg, akkor ez a részarány nem mindig van egyensúlyban. Amikor az egyik atomnak nagyobb az elektronegativitása, mint a másiknak, akkor a kötésben lévő két elektron közelebb húzódik hozzá. Egy atomnak nagyon magas az elektronegativitása, amely szinte teljesen elektronokat képes magához húzni, és alig osztja meg az elektronokat a másik atomdal.
   • Például a NaCl (nátrium-klorid) molekulában a klóratomnak viszonylag nagy az elektronegativitása, a nátrium-atomjának pedig viszonylag alacsony az elektronegativitása. Ezért az elektronok meghúzódnak a klóratom felé és távol a nátrium atomoktól.

3. 

   
   
   Használja az elektronegativitási táblázatot referenciaként. Az elektronegativitási táblázatban a kémiai elemek pontosan úgy vannak elrendezve, mint a periódusos rendszerben, de az elektronegativitást minden atomra feljegyzik. Ezt a táblázatot sok kémiai tankönyv, szakirodalom vagy az internet nyomtatja.
   • Ez az a kapcsolat vezet az elektronegativitás-ellenőrzőhöz. Ne feledje, hogy ez a táblázat a Pauling-skálát használja, amely a leggyakoribb elektronegativitási skála. Az elektronegativitás mérésére azonban léteznek más módszerek is, amelyek közül az alábbiakban ismertetésre kerül.

4. 

   
   
   Az atomok az egyszerű becslés érdekében elektronegativitásban vannak elrendezve. Ha nem rendelkezik elektronegativitási táblázattal, akkor megbecsülheti az atom elektronegativitását a rendszeres kémiai periódusos rendszerben elfoglalt helye alapján. Általános szabályként:
   • Az atom elektronegativitása fokozatosan magasabbra amikor továbblépsz a jobb periódusos táblázat.
   • Az atom elektronegativitása fokozatosan magasabbra ahogy mozogsz felmegy periódusos táblázat.
   • Ezért a jobb felső sarokban levő atomok rendelkeznek a legnagyobb elektronegativitással, a bal alsó sarokban lévő atomok pedig a legkisebb elektronegativitással.
   • A fenti NaCl példában elmondhatjuk, hogy a klórnak nagyobb az elektronegativitása, mint a nátriumnak, mert nagyon közel van a periódusos rendszer jobb felső sarkához. Ezzel szemben a nátrium messze balra található, így az alacsony elektronegativitású atomok csoportjába tartozik.
   hirdetés

2. módszer a 3-ból: Határozza meg a kötés típusát elektronegativitással

1. 

   Ismerje meg a két atom közötti elektronegativitási különbséget. Ha két atom kapcsolódik, akkor a két atom közötti elektronegativitásbeli különbség meg tudja mondani a kötés tulajdonságait. A különbség megállapításához vonja le a kis elektronegativitást a kis elektronegativitásból.
   • Ha a HF molekulát vesszük példának, kivonjuk a fluor (4,0) elektronegativitását a hidrogén (2,1) elektronegativitására. 4,0 - 2,1 = 1,9.

2. 

   Ha az elektronegativitás különbsége kisebb, mint kb. 0,5, akkor a kötés egy nempoláris kovalens kötés, amelyben az elektronok szinte egyenlő arányban oszlanak meg. Ez a típusú kötés nem hoz létre olyan molekulát, amelynek töltésében nagy lenne a különbség a kötés végei között. A nem poláris kötéseket gyakran nehéz megtörni.
   • Például az O molekula₂ van ilyen típusú link. Mivel a két oxigénatomnak ugyanaz az elektronegativitása, különbségük nulla.

3. 

   Ha az elektronegativitás különbsége 0,5-1,6 között van, akkor a kötés poláris kovalens kötés. Ezeknek a kötéseknek az egyik végén több elektron van, mint a másik végén. Ez azt eredményezi, hogy a molekula valamivel nagyobb negatív töltéssel rendelkezik az elektron végén, a másik végén pedig valamivel nagyobb negatív töltéssel rendelkezik. A kötés töltésegyensúlytalansága lehetővé teszi a molekula számára, hogy számos speciális reakcióban részt vegyen.
   • Molekuláris H₂O (víz) ennek példa. Az O atomnak nagyobb elektronegativitása van, mint két H atomnak, ezért szorosabban tartja az elektronokat, és az egész molekula negatív töltést hordoz az O végén, és pozitívan a H végén.

4. 

   Ha az elektronegativitás különbsége nagyobb, mint 2,0, akkor a kötés ionos kötés. Ebben a kötésben az elektronok teljes egészében a kötés egyik végén helyezkednek el. A nagyobb elektronegativitású atomok negatív töltéssel rendelkeznek, a kisebb elektronegativitású atomok pedig pozitív töltéssel rendelkeznek. Ez a típusú kötés lehetővé teszi, hogy a benne lévő atom jól reagáljon más atomokkal, és még poláris atomokkal is elválaszthassa egymástól.
   • Ilyen például a BaCl molekula (nátrium-klorid). A klóratomnak akkora negatív töltése van, hogy mindkét elektront teljesen maga felé húzza, ezáltal a nátrium pozitív töltésű.

5. 

   Ha az elektronegativitás különbsége 1,6-2,0 között van, ellenőrizze a fémes elemet. Ha van a kötésben lévő fém elem a kötés ionok. Ha nincsenek fémes elemek, akkor az kötődik poláris kovalens.
   • A fémes elemek tartalmazzák a periódusos rendszer bal és közepén található elemek nagy részét. Ezen az oldalon van egy táblázat, amely megmutatja, hogy mely elemek fémek.
   • A fenti HF-példa ebben a tartományban van. Mivel H és F nem fémek, kötődnek poláris kovalens.
   hirdetés

3/3 módszer: Keresse meg az elektronegativitást Mulliken szerint

1. 

   Keresse meg az atom első ionizáló energiáját. A Mulliken szerinti elektronegativitás az elektronegativitás mérésére szolgáló módszer, amely kissé eltér a fent említett Pauling-skála módszertől. Az adott atom Mulliken-féle elektronegativitásának megtalálásához keresse meg első ionizáló energiáját. Ez az az energia szükséges, amely az atom számára elektront ad.
   • Lehet, hogy ezt meg kell vizsgálnia kémiai referenciáiban. Ez az oldal egy keresési táblázatot tartalmaz, amelyet használhat (görgessen lefelé a megtekintéshez).
   • Tegyük fel például, hogy meg kell találnunk a lítium (Li) elektronegativitását. A fenti oldalon található táblázatot megnézve azt látjuk, hogy az első ionizációs energia az 520 kJ / mol.

2. 

   Keresse meg az atom elektronikus affinitását. Ez annak az energiának a mértéke, amelyet akkor kapunk, amikor az atom elektront kap negatív ion képződéséhez. Ezt a paramétert a kémiai referenciáiban is meg kell vizsgálnia. Ez a webhely olyan tanulási forrásokkal rendelkezik, amelyeket keresnie kell.
   • A lítium elektronikus affinitása az 60 kJ mol.

3. 

   Oldja meg az elektromos zajszint egyenletét Mulliken szerint. Ha kJ / mol energiát használ, az Mulegen szerinti elektronegativitási egyenlet EN_Mulliken = (1,97 × 10) (E_én+ E_ea) + 0,19. Csatlakoztassa az értékeket az egyenletbe, és oldja meg az EN-et_Mulliken.
   • Ebben a példában a következőket oldjuk meg:

     EN_Mulliken = (1,97 × 10) (E_én+ E_ea) + 0,19

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

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

   hirdetés

Tanács

• A Pauling és Mulliken skála mellett néhány más elektronegativitási skála Allred - Rochow, Sanderson és Allen. Mindezeknek a skáláknak megvan a saját egyenlete az elektronegativitás (meglehetősen bonyolult szám) kiszámításához.
• Elektronegativitás nincs egység.