Tartalom

• Lépések
• Módszer 1 /3: Az alapok
• 2. módszer a 3 -ból: A kötés típusának meghatározása elektronegativitással
• 3. módszer 3 -ból: Mulliken elektronegativitás kiszámítása
• Tippek

A kémiában az elektronegativitás az atomok azon képessége, hogy más atomokból elektronokat vonzzon hozzájuk. A nagy elektronegativitású atom erősen vonzza az elektronokat, az alacsony elektronegativitású atom pedig gyengén vonzza az elektronokat. Az elektronegativitási értékeket a különféle atomok viselkedésének előrejelzésére használják a vegyületekben.

Lépések

Módszer 1 /3: Az alapok

1. 1 Kémiai kötések. Ilyen kötések akkor keletkeznek, amikor az atomokban lévő elektronok kölcsönhatásba lépnek egymással, vagyis két elektron (minden atomból egy) általánossá válik.
   • Az atomok elektronjainak kölcsönhatásának okainak leírása kívül esik e cikk keretein.A témával kapcsolatos további információkért olvassa el például ezt a cikket.
2. 2 Az elektronegativitás hatása. Amikor két atom vonzza egymás elektronjait, a vonzóerő nem azonos. A nagyobb elektronegativitású atom két elektronot vonz erőteljesebben. A nagyon nagy elektronegativitású atom olyan erővel vonzza az elektronokat, hogy már nem közös elektronokról beszélünk.
   • Például a NaCl molekulában (nátrium -klorid, közönséges só) a klóratom meglehetősen magas elektronegativitással rendelkezik, és a nátriumatom meglehetősen alacsony. Tehát elektronok vonzzák a klóratomot és taszítja a nátrium atomokat.
3. 3 Elektronegativitási táblázat. Ez a táblázat kémiai elemeket tartalmaz, amelyek ugyanúgy vannak elrendezve, mint a periódusos rendszerben, de minden elemhez megadjuk atomjainak elektronegativitását. Ilyen táblázat megtalálható a kémia tankönyvekben, referenciaanyagokban és a weben.
   • Itt talál egy kiváló elektronegativitási táblázatot. Ne feledje, hogy a Pauling elektronegativitási skálát használja, amely a leggyakoribb. Vannak azonban más módszerek is az elektronegativitás kiszámítására, amelyek közül az egyiket az alábbiakban tárgyaljuk.
4. 4 Elektronegativitási trendek. Ha nincs kéznél elektronegativitási táblázat, akkor meg tudja becsülni az atom elektronegativitását a periódusos rendszer egyik elemének elhelyezkedése alapján.
   • Hogyan jobbra az elem található, a több atomjának elektronegativitása.
   • Hogyan magasabb az elem található, a több atomjának elektronegativitása.
   • Így a periódusos rendszer jobb felső sarkában elhelyezkedő elemek atomjai rendelkeznek a legnagyobb elektronegativitással, és a bal alsó sarokban elhelyezkedő elemek atomjai a legalacsonyabbak.
   • NaCl -példánkban azt mondhatjuk, hogy a klór nagyobb elektronegativitással rendelkezik, mint a nátrium, mivel a klór a nátriumtól jobbra található.

2. módszer a 3 -ból: A kötés típusának meghatározása elektronegativitással

1. 1 Számítsa ki a két atom elektronegativitása közötti különbséget, hogy megértse a köztük lévő kötés jellemzőit. Ehhez vonja ki a kisebb elektronegativitást a nagyobbból.
   • Vegyük például a HF molekulát. Vonja le a hidrogén elektronegativitását (2.1) a fluor (4.0) elektronegativitásától: 4.0 - 2.1 = 1,9.
2. 2 Ha a különbség kisebb, mint 0,5, akkor a kötés kovalens, nem poláris, amelyben az elektronok szinte azonos erővel vonzódnak. Az ilyen kötések két azonos atom között jönnek létre. A nem poláris kapcsolatokat általában nagyon nehéz megszakítani. Ennek oka az, hogy az atomok elektronokat osztanak meg, ami stabilizálja kötésüket. Rengeteg energiát igényel a megsemmisítése.
   • Például az O molekula₂ rendelkezik ilyen típusú kapcsolattal. Mivel két oxigénatom azonos elektronegativitással rendelkezik, a különbség közöttük 0.
3. 3 Ha a különbség 0,5 - 1,6 tartományban van, akkor a kötés kovalens poláris. Ebben az esetben a két atom közül az egyik erősebben vonzza az elektronokat, és ezért részleges negatív töltést kap, a másik pedig részleges pozitív töltést. Ez a töltési egyensúlytalanság lehetővé teszi a molekula számára, hogy részt vegyen bizonyos reakciókban.
   • Például a H molekula₂O (víz) rendelkezik ilyen típusú kötéssel. Az O atom elektronegatívabb, mint két H atom, ezért az oxigén erősebben vonzza az elektronokat, és részleges negatív töltést szerez, a hidrogén pedig részleges pozitív töltést.
4. 4 Ha a különbség nagyobb, mint 2,0, akkor a kötés ionos. Ez egy olyan kötés, amelyben a közös elektronpár túlnyomórészt egy nagyobb elektronegativitású atomhoz kerül, amely negatív töltést, az alacsonyabb elektronegativitású atom pedig pozitív töltést kap. Az ilyen kötésekkel rendelkező molekulák jól reagálnak más atomokkal, és akár a poláris atomok is elpusztíthatják őket.
   • Például a NaCl (nátrium -klorid) molekula rendelkezik ilyen típusú kötéssel.A klóratom annyira elektronegatív, hogy mindkét elektronot magához vonzza, és negatív töltést szerez, a nátriumatom pedig pozitív töltést.
   • A NaCl -ot egy poláris molekula, például H2O (víz) képes elpusztítani. Egy vízmolekulában a molekula hidrogén oldala pozitív, az oxigénoldal negatív. Ha a sót vízzel keveri, a vízmolekulák lebontják a sómolekulákat, és feloldódnak.
5. 5 Ha a különbség 1,6 és 2,0 között van, ellenőrizze a fémet. Ha egy fématom jelen van a molekulában, akkor a kötés ionos. Ha nincsenek fém atomok a molekulában, akkor a kötés poláris kovalens.
   • A fémek a periódusos rendszer bal oldalán és közepén találhatók. Ebben a táblázatban a fémek vannak kiemelve.
   • HF példánkban az elektronegativitások közötti különbség ebbe a tartományba esik. Mivel H és F nem fémek, a kötés poláris kovalens.

3. módszer 3 -ból: Mulliken elektronegativitás kiszámítása

1. 1 Keresse meg az atom első ionizációs energiáját. A Mulliken elektronegativitási skála kissé eltér a fent említett Pauling -skálától. Az első ionizációs energia egy atom elektronból való eltávolításához szükséges.
   • Az ilyen energia jelentése megtalálható a kémia referenciakönyveiben vagy a neten, például itt.
   • Példaként lássuk a lítium (Li) elektronegativitását. Első ionizációs energiája 520 kJ / mol.
2. 2 Keresse meg az elektronhoz való affinitás energiáját. Ez az az energia, amely felszabadul az elektronnak az atomhoz való csatlakoztatása során. Az ilyen energia jelentése megtalálható a kémia referenciakönyveiben vagy a neten, például itt.
   • A lítium elektron affinitási energiája 60 kJ / mol.
3. 3 Használja Mulliken elektronegativitási egyenletét:RU_Mulliken = (1,97 × 10) (E_én+ E_ea) + 0,19.
   • Példánkban:

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

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

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

Tippek

• A Pauling és a Mulliken skála mellett vannak Allone-Rochow, Sanderson, Allen szerinti elektronegativitási skálák. Mindegyiknek megvan a saját képlete az elektronegativitás kiszámításához (néhányuk meglehetősen bonyolult).
• Az elektronegativitásnak nincs mértékegysége.