Sisältö

• Askeleet
• Neuvoja

Kemiassa elektronegatiivisuus on yksikkö atomin vetovoiman mittaamiseksi elektroniin kemiallisessa sidoksessa. Atomit, joilla on korkea elektronegatiivisuus, houkuttelevat elektroneja voimakkaalla voimalla, kun taas atomit, joilla on pieni elektronegatiivisuus, houkuttelevat elektroneja heikossa voimassa. Elektronegatiivisuusarvoja käytetään ennustamaan kyky muodostaa kemiallisia sidoksia atomien välille, joten tämä on tärkeä kemia peruskemiassa.

Askeleet

Menetelmä 1/3: Perustiedot elektronegatiivisuudesta

1. 

   Kemiallinen sitoutuminen syntyy, kun atomit jakavat elektroneja. Jotta ymmärtäisit elektronegatiivisuutta, sinun on ensin ymmärrettävä, mikä on "sitoutuminen". Kaikilla kahdella atomilla, jotka ovat "yhteydessä" toisiinsa molekyylirakenteessa, on sidos niiden välillä, mikä tarkoittaa, että niillä on yhteinen elektronipari ja jokainen atomi osallistuu yhteen elektroniin siihen sidokseen.
   • Tämä artikkeli ei kata tarkkaa syytä miksi atomit jakavat elektroneja ja niiden välillä on sidos. Jos haluat oppia lisää, lue tämä artikkeli kemiallisesta sidonnasta tai wikiHow'n artikkeli Miten tutkia kemiallisten sidosten ominaisuuksia.

2. 

   
   
   Kuinka elektronegatiivisuus vaikuttaa sidoksen elektroneihin? Kun kahdella atomilla on sama elektronipari sidoksessa, tämä osuus ei ole aina tasapainossa. Kun yhdellä atomilla on suurempi elektronegatiivisuus kuin toisella, se vetää sidoksessa olevat kaksi elektronia lähemmäs sitä. Atomilla on erittäin korkea elektronegatiivisuus, joka voi vetää elektroneja kohti sitä melkein kokonaan ja tuskin jakaa elektroneja toisen atomin kanssa.
   • Esimerkiksi NaCl (natriumkloridi) -molekyylissä klooriatomilla on suhteellisen korkea elektronegatiivisuus ja natriumatomilla on suhteellisen pieni elektronegatiivisuus. Siksi elektronit vedetään kohti klooriatomia ja pois natriumatomista.

3. 

   
   
   Käytä viitteeksi elektronegatiivisuustaulukkoa. Elektronegatiivisuustaulukossa kemialliset elementit on järjestetty täsmälleen kuten jaksollisessa taulukossa, mutta elektronegatiivisuus on kirjattu jokaiselle atomille. Tämä kaavio on painettu moniin kemian oppikirjoihin, tekniseen kirjallisuuteen tai Internetiin.
   • Tämä on yhteys, joka johtaa elektronegatiivisuuden tarkistimeen. Huomaa, että tässä taulukossa käytetään Pauling-asteikkoa, joka on yleisin elektronegatiivisuusasteikko. On kuitenkin muitakin tapoja mitata elektronegatiivisuutta, ja yksi niistä kuvataan alla.

4. 

   
   
   Atomit on järjestetty elektronegatiivisuuteen helpon arvioinnin vuoksi. Jos sinulla ei ole elektronegatiivisuuskaaviota, voit arvioida atomin elektronegatiivisuuden sen sijainnin perusteella tavallisessa kemiallisessa jaksollisessa taulukossa. Yleisenä sääntönä:
   • Atomin elektronegatiivisuus vähitellen korkeampi kun siirryt eteenpäin oikealla jaksollinen järjestelmä.
   • Atomin elektronegatiivisuus vähitellen korkeampi kun liikkut mene ylös jaksollinen järjestelmä.
   • Siksi oikeassa yläkulmassa olevilla atomeilla on suurin elektronegatiivisuus ja vasemmassa alakulmassa olevilla atomilla on pienin elektronegatiivisuus.
   • Yllä olevassa NaCl-esimerkissä voit kertoa, että kloorilla on suurempi elektronegatiivisuus kuin natriumilla, koska se on hyvin lähellä jaksollisen taulukon oikeaa yläkulmaa. Sitä vastoin natrium on kaukana vasemmalla, joten se kuuluu atomien ryhmään, jolla on pieni elektronegatiivisuus.
   mainos

Menetelmä 2/3: Määritä sidostyyppi elektronegatiivisuudella

1. 

   Selvitä kahden atomin välinen elektronegatiivisuusero. Kun kaksi atomia on sitoutunut, kahden atomin välinen ero elektronegatiivisuudessa voi kertoa sinulle kyseisen sidoksen ominaisuudet. Vähennä pieni elektronegatiivisuus pienestä elektronegatiivisuudesta eron löytämiseksi.
   • Ottaen esimerkiksi HF-molekyylin, vähennämme fluorin (4,0) elektronegatiivisuuden vedyn (2,1) elektronegatiivisuudesta. 4,0 - 2,1 = 1,9.

2. 

   Jos elektronegatiivisuuden ero on pienempi kuin noin 0,5, sidos on ei-polaarinen kovalenttinen sidos, jossa elektronit jaetaan melkein yhtä paljon. Tämän tyyppinen sidos ei luo molekyyliä, jolla sidoksen päiden välillä olisi suuri ero varauksissa. Ei-polaarisia sidoksia on usein vaikea hajottaa.
   • Esimerkiksi molekyyli O₂ on tämän tyyppinen linkki. Koska kahdella happiatomilla on sama elektronegatiivisuus, niiden ero on nolla.

3. 

   Jos elektronegatiivisuuden ero on välillä 0,5-1,6, sidos on polaarinen kovalenttinen sidos. Näiden sidosten toisessa päässä on enemmän elektroneja kuin toisessa. Tämä saa molekyylin olemaan hieman suurempi negatiivinen varaus elektronin päässä ja hieman suurempi positiivisen varauksen netto toisessa päässä. Sidoksen varauksen epätasapaino antaa molekyylin osallistua useisiin erityisiin reaktioihin.
   • Molekyyli H₂O (vesi) on erinomainen esimerkki tästä. O-atomilla on suurempi elektronegatiivisuus kuin kahdella H-atomilla, joten se pitää elektroneja tiukemmin ja saa koko molekyylin kantamaan jonkin verran negatiivista varausta O-päässä ja osittain positiivisesti H-päässä.

4. 

   Jos elektronegatiivisuuden ero on suurempi kuin 2,0, sidos on ionisidos. Tässä sidoksessa elektronit sijaitsevat kokonaan sidoksen toisessa päässä. Suuremmalla elektronegatiivisuudella varustetuilla atomilla on negatiivinen varaus ja pienemmällä elektronegatiivisuudella positiivinen varaus. Tämän tyyppinen sitoutuminen antaa sen atomin reagoida hyvin muiden atomien kanssa ja jopa erota polaarisilla atomilla.
   • Esimerkki on BaCl-molekyyli (natriumkloridi). Klooriatomilla on niin suuri negatiivinen varaus, että se vetää molemmat elektronit kokonaan sitä kohti aiheuttaen natriumin positiivisen varauksen.

5. 

   Jos elektronegatiivisuusero on 1,6-2,0, tarkista metallielementti. Jos omistaa sidoksessa oleva metallielementti on sidos ioneja. Jos metallielementtejä ei ole, se on kiinnittymässä polaarinen kovalentti.
   • Metalliset elementit sisältävät suurimman osan jaksollisen taulukon vasemmalla ja keskellä olevista elementeistä. Tällä sivulla on taulukko, joka näyttää metalliset elementit.
   • Yllä oleva HF-esimerkki on tällä alueella. Koska H ja F eivät ole metalleja, ne ovat sitoutuneet polaarinen kovalentti.
   mainos

Menetelmä 3/3: Etsi elektronegatiivisuus Mullikenin mukaan

1. 

   Etsi atomin ensimmäinen ionisoiva energia. Mullikenin mukainen elektronegatiivisuus on menetelmä elektronegatiivisuuden mittaamiseksi, joka eroaa hieman edellä mainitusta Pauling-asteikkomenetelmästä. Löytääksesi Mullikenin elektronegatiivisuuden tietylle atomille, etsi sen ensimmäinen ionisoiva energia. Tämä on energia, jota tarvitaan atomin luovuttamiseksi elektroni.
   • Saatat joutua etsimään tätä kemiallisista viitteistäsi. Tällä sivulla on hakutaulukko, jota voit käyttää (selaa alas nähdäksesi).
   • Oletetaan esimerkiksi, että meidän on löydettävä litiumin (Li) elektronegatiivisuus. Tarkastellessamme yllä olevan sivun taulukkoa näemme, että ensimmäinen ionisaatioenergia on 520 kJ / mol.

2. 

   Etsi atomin elektroninen affiniteetti. Tämä on mitattu energia, joka saadaan, kun atomi vastaanottaa elektronin muodostamaan negatiivisen ionin. Sinun on myös etsittävä tämä parametri kemiallisista viitteistäsi. Tällä sivustolla on oppimisen resursseja, joita sinun pitäisi etsiä.
   • Litiumin sähköinen affiniteetti on 60 kJ mol.

3. 

   Ratkaise elektronegatiivisuuden yhtälöt Mullikenin mukaan. Kun käytät energiaa kJ / mol, Mullikenin mukainen elektronegatiivisuuden yhtälö on FI_Mulliken = (1,97 × 10) (E_i+ E_ea) + 0,19. Liitä arvot yhtälöön ja ratkaise EN_Mulliken.
   • Tässä esimerkissä ratkaistaan ​​seuraava:

     FI_Mulliken = (1,97 × 10) (E_i+ E_ea) + 0,19

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

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

   mainos

Neuvoja

• Pauling- ja Mulliken-asteikon lisäksi joitain muita elektronegatiivisuusasteikkoja ovat Allred - Rochow, Sanderson ja Allen. Kaikilla näillä asteikoilla on omat yhtälönsä elektronegatiivisuuden laskemiseksi (melko monimutkainen luku).
• Elektronegatiivisuus ei yksikköä.