I kemi er elektronegativitet et mål for tiltrækning, et atom udøver på elektroner i en binding. Et atom med høj elektronegativitet tiltrækker elektroner med stor intensitet, mens et atom med lav elektronegativitet vil gøre det med lav intensitet. Disse værdier bruges til at forudsige, hvordan forskellige atomer vil opføre sig, når de er bundet sammen, hvilket gør dette emne til en vigtig færdighed inden for grundlæggende kemi.
trin
Metode 1 af 3: Grundlæggende om elektronegativitet
Trin 1. Forstå, at kemiske bindinger sker, når atomer deler elektroner
For at forstå elektronegativitet er det vigtigt først at forstå, hvad en "binding" er. Alle to atomer i et molekyle siges at være "forbundet" med hinanden i et molekylærdiagram, der har en binding mellem dem. I det væsentlige betyder det, at de deler et sæt med to elektroner - hvert atom bidrager med et atom til bindingen.
Præcise grunde til, hvorfor atomer deler elektroner og bindinger, er ikke fokus for denne artikel. Hvis du vil lære mere, skal du søge på internettet om det grundlæggende ved kemisk binding
Trin 2. Forstå, hvordan elektronegativitet påvirker de elektroner, der er til stede i bindingen
Når to atomer deler et sæt med to elektroner i en binding, deles de ikke altid lige meget. Når en af dem har en højere elektronegativitet end det atom, den er knyttet til, bringer den de to elektroner tættere på sig selv. Et atom med meget høj elektronegativitet kan trække elektroner til sin side i binding og næsten annullere deling med den anden.
- For eksempel i NaCl (natriumchlorid) molekylet har chloratomet en høj elektronegativitet og natrium en lav elektronegativitet. Snart vil elektronerne blive trukket mod klor og væk fra natrium.
Trin 3. Brug en elektronegativitetstabel som reference
Elektronegativitetstabellen præsenterer de elementer, der er arrangeret nøjagtigt som det periodiske system, men med hvert atom mærket med sin elektronegativitet. De findes i flere kemibøger, i tekniske artikler og også på internettet.
Her er et glimrende elektronegativitetskort. Bemærk, at den bruger Paulings elektronegativitetsskala, som er mere almindelig. Der er imidlertid andre måder at måle elektronegativitet på, hvoraf den ene vil blive vist nedenfor
Trin 4. Husk elektronegativitetstendenser for nemt at foretage skøn
Hvis du ikke har en elektronegativitetstabel til rådighed, kan du stadig estimere denne værdi baseret på dens placering i det periodiske system. Som hovedregel:
- elektronets negativitet i et atom stiger når du flytter til ret på det periodiske system.
- elektronets negativitet i et atom stiger som du flytter til op på det periodiske system.
- Derfor har atomer i øverste højre hjørne de højeste elektronegativitetsværdier, og dem i nederste venstre hjørne har de laveste.
- For eksempel i NaCl -eksemplet ovenfor kan du bestemme, at chlor har en højere elektronegativitet end natrium, fordi det er næsten på det højeste højre punkt. Natrium er derimod langt til venstre for bordet, hvilket gør det til et af de lavest værdsatte atomer.
Metode 2 af 3: Find elektronegative obligationer
Trin 1. Find elektronegativitetsforskellen mellem de to atomer
Når to atomer er bundet sammen, afslører forskellen mellem deres elektronegativitetsværdier meget om kvaliteten af denne binding. Træk den mindste værdi fra den største for at finde forskellen.
- For eksempel, hvis vi ser på HF -molekylet, vil vi trække elektronegativitetsværdien af brint (2, 1) fra fluor (4, 0). 4, 0 - 2, 1 = 1, 9.
Trin 2. Hvis forskellen er under 0, 5, er bindingen kovalent og upolær
Her deles elektroner næsten ligeligt. Disse bindinger danner ikke molekyler med store forskelle i ladning i hver ende. Polare bindinger er ofte meget vanskelige at bryde.
- For eksempel O -molekylet2 præsenterer den type forbindelse. Da de to iltmolekyler har samme elektronegativitet, er forskellen mellem dem lig med 0.
Trin 3. Hvis forskellen er mellem 0, 5 og 1, 6, er bindingen kovalent og polær
Disse bindinger holder flere elektroner i den ene ende end i den anden. Dette gør molekylet lidt mere negativt i slutningen med flere elektroner og lidt mere positivt i slutningen uden dem. Ubalancen mellem ladninger på disse bindinger tillader molekyler at deltage i nogle specifikke reaktioner.
- Et godt eksempel på dette er H -molekylet2O (vand). O er mere elektronegativ end to H'er, så det holder elektroner tættere på hinanden og gør hele molekylet delvist negativt i O -enden og delvist positivt i H -enderne.
Trin 4. Hvis forskellen er større end 2, er bindingen ionisk
I disse bindinger er elektronerne placeret helt i den ene ende. Det mere elektronegative atom får en negativ ladning, og det mindst elektronegative atom får en positiv ladning. Denne type binding tillader atomer at reagere med andre atomer eller endda adskilles af polare atomer.
Et eksempel på dette er NaCl (natriumchlorid). Klor er så elektronegativ, at det trækker begge elektroner fra bindingen mod det og efterlader natrium med en positiv ladning
Trin 5. Hvis forskellen er mellem 1, 6 og 2, skal du kigge efter et metal
hvis der er et metal til stede i forbindelsen, angiver dette, at det er ionisk. Hvis der er andre ikke-metaller, er bindingen polær kovalent.
- Metaller inkluderer de fleste atomer til venstre og i midten af det periodiske system. Denne side har en tabel, der viser, hvilke elementer der er metaller.
- Vores tidligere HF -eksempel falder ind i denne gruppe. Da H og F ikke er metaller, vil bindingen være polær kovalent.
Metode 3 af 3: Opdag Mulliken elektronegativitet
Trin 1. Find dit atomets første ioniseringsenergi
Mulliken elektronegativitet er en lidt anden måleform end den findes i Pauling -tabellen ovenfor. For at finde ud af dens værdi for et givet atom, find dens første ioniseringsenergi. Dette er den energi, der er nødvendig for at få atomet til at udlade en enkelt elektron.
- Denne værdi kan sandsynligvis findes i kemiske referencematerialer. Denne side har en flot tabel, som du kan bruge (rul ned for at finde den).
- Lad os som et eksempel sige, at du vil finde ud af, hvad elektronegativiteten for lithium (Li) er. I tabellen på ovenstående side kan vi se, at den første ioniseringsenergi er lig med 520 kJ/mol.
Trin 2. Find ud af, hvad atomens elektronaffinitet er
Dette er et mål for den energi, der opnås, når en elektron er knyttet til et atom for at danne en negativ ion. Igen er dette noget, der findes i referencematerialer. Denne side har ressourcer, som du kan finde nyttige.
- Elektronaffiniteten for lithium er lig med 60 kJ mol-1.
Trin 3. Løs Mulliken -elektronegativitetsligningen
Når du bruger kJ/mol som energienhed, kan Mulliken elektronegativitetsligning skrives som DAMulliken = (1, 97 × 10-3)(OGjeg + OGog) + 0, 19. Indtast de kendte data i ligningen og find værdien af ENMulliken.
-
I vores eksempel når vi frem til følgende opløsning:
-
-
DAMulliken = (1, 97 × 10-3)(OGjeg + OGog) + 0, 19
-
DAMulliken = (1, 97 × 10-3)(520 + 60) + 0, 19
-
DAMulliken = 1, 143 + 0, 19 = 1, 333
-
-
Tips
- Ud over Pauling- og Mulliken-skalaerne er der andre elektronegativitetsskalaer som Allred-Rochow, Sanderson og Allen. Hver af dem har sine egne ligninger til beregning af elektronegativitet (og nogle af dem kan være ret komplekse).
- Elektronegativitet har ikke en måleenhed.
