Innhold

• Steps
• Tips

I kjemi, elektro det er et mål på tiltrekningen som et atom utøver på elektroner i en binding. Et atom med høy elektronegativitet tiltrekker seg elektroner med stor intensitet, mens et atom med lav elektronegativitet vil gjøre det med liten intensitet. Disse verdiene brukes til å forutsi hvordan forskjellige atomer vil oppføre seg når de er bundet til hverandre, noe som gjør dette emnet til en viktig ferdighet i grunnleggende kjemi.

Steps

Metode 1 av 3: Grunnleggende begreper om elektronegativitet

1. 

   Forstå at kjemiske bindinger skjer når atomer deler elektron. For å forstå elektronegativitet er det viktig å først forstå hva en "kobling" er. Alle to atomer i et molekyl som "er koblet" til hverandre i et molekyldiagram, sies å ha en binding mellom seg. I hovedsak betyr dette at de deler et sett med to elektroner - hvert atom bidrar med et atom til bindingen.
   • De presise årsakene til atomer deler elektroner og binder sammen, tilsvarer ikke fokuset i denne artikkelen. Hvis du vil lære mer, kan du søke på internett etter de grunnleggende begrepene kjemiske bindinger.

2. 

   
   
   Forstå hvordan elektronegativitet påvirker elektronene som er tilstede i bindingen. Når to atomer deler et sett med to elektroner i en binding, er det ikke alltid en lik deling mellom de to. Når en av dem har en høyere elektronegativitet enn atomet den er festet til, bringer den de to elektronene nærmere seg selv. Et atom med veldig høy elektronegativitet kan trekke elektronene til sin side i bindingen, og nesten avbryte delingen med den andre.
   • For eksempel har kloratom i NaCl (natriumklorid) molekylet en høy elektronegativitet og natrium, en lav elektronegativitet. Snart blir elektronene trukket mot klor og borte fra natrium.

3. 

   
   
   Bruk en elektronegativitetstabell som referanse. Elektronegativitetstabellen presenterer elementene som er ordnet nøyaktig som det periodiske tabellen, men med hvert atom merket med dets elektronegativitet. De kan finnes i flere kjemibøker, i tekniske artikler og også på internett.
   • Her er et utmerket elektronisk-bord. Legg merke til at den bruker Pauling-elektronegativitetsskalaen, som er mer vanlig. Imidlertid er det andre måter å måle elektronegativitet, en av dem vil bli vist nedenfor.

4. 

   
   
   Husk elektronegativitetstrender for å gjøre estimater enkelt. Hvis du ikke har en elektronegativitetstabel for hånden, er det fremdeles mulig å estimere denne verdien basert på din plassering i det periodiske systemet. Som en generell regel:
   • Elektronegativiteten til et atom øker når du flytter til Ikke sant i det periodiske systemet.
   • Elektronegativiteten til et atom øker når du flytter til opp i det periodiske systemet.
   • Derfor har atomene i øvre høyre hjørne de høyeste elektronegativitetsverdiene, og de i nedre venstre hjørne har de laveste.
   • I forrige NaCl-eksempel kan du for eksempel bestemme at klor har en høyere elektronegativitet enn natrium fordi det er nesten på det høyeste høyre punktet. På den annen side er natrium langt til venstre på bordet, noe som gjør det til et av de minst verdifulle atomene.

Metode 2 av 3: Finne forbindelser med elektronegativitet

1. 

   Finn forskjellen i elektronegativitet mellom de to atomene. Når to atomer er koblet sammen, avslører forskjellen mellom deres elektronegativitetsverdier mye om kvaliteten på den bindingen. Trekk den minste verdien fra den største for å finne forskjellen.
   • Hvis vi for eksempel ser på HF-molekylet, trekker vi elektronegativitetsverdien til hydrogen (2.1) fra fluor (4.0). 4,0 - 2,1 = 1,9.

2. 

   Hvis forskjellen er under 0,5, er bindingen kovalent og ikke-polær. Her deles elektronene i nesten like stort mål. Disse bindingene danner ikke molekyler med store forskjeller i ladning i hver ende. Polare bindinger er ofte veldig vanskelige å bryte.
   • For eksempel molekylet O₂ presenterer denne typen forbindelse. Siden de to oksygenmolekylene har samme elektronegativitet, er forskjellen mellom dem lik 0.

3. 

   Hvis forskjellen er mellom 0,5 og 1,6, er bindingen kovalent og polær. Disse obligasjonene har flere elektroner i den ene enden enn i den andre. Dette gjør molekylet litt mer negativt på slutten med flere elektroner og litt mer positivt på slutten uten dem. Ladingsubalansen i disse bindingene gjør at molekyler kan delta i noen spesifikke reaksjoner.
   • Et godt eksempel på dette er H-molekylet₂O (vann). O er mer elektronegativt enn to H-er, så det holder elektronene nærmere og gjør hele molekylet delvis negativt i O-enden og delvis positivt ved H-endene.

4. 

   Hvis forskjellen er større enn 2, er bindingen ionisk. I disse bindingene er elektronene plassert helt i den ene enden. Det mest elektronegative atom får en negativ ladning og det minste elektronegative atom får en positiv ladning. Denne typen binding gjør at atomene kan reagere med andre atomer eller videre, at de kan skilles ut med polare atomer.
   • Et eksempel på dette er NaCl (natriumklorid). Klor er så elektronegativt at det trekker begge elektronene fra bindingen mot hverandre og etterlater natrium med en positiv ladning.

5. 

   Hvis forskjellen er mellom 1,6 og 2, se etter et metall. Hvis der et metall som er tilstede i bindingen, indikerer dette at det er det ionisk. Hvis det er andre ikke-metaller, er bindingen polært kovalent.
   • Metaller inkluderer de fleste atomene til venstre og i midten av periodiske tabellen. Denne siden har en tabell som viser hvilke elementer som er metaller.
   • Vårt forrige HF-eksempel faller inn i den gruppen. Siden H og F ikke er metaller, vil bindingen være polært kovalent.

Metode 3 av 3: Oppdag Mulliken Elektronegativitet

1. 

   Finn den første ioniseringsenergien til atomet ditt. Mulliken elektronegativitet består av en målemetode som er litt forskjellig fra den som finnes i Pauling-tabellen over. For å finne verdien for et gitt atom, finn din første ioniseringsenergi. Dette er energien som trengs for å få atomutladningen til et enkelt elektron.
   • Denne verdien kan antagelig finnes i kjemiske referansematerialer. Denne siden har en god tabell som du kan bruke (bla ned for å finne den).
   • La oss som et eksempel si at du vil finne ut hva som er elektronegativiteten til litium (Li). I tabellen på siden over kan vi se at den første ioniseringsenergien tilsvarer 520 kJ / mol.

2. 

   Finn ut hva elektronaffiniteten til atomet er. Dette er en måling av energien som oppnås når et elektron tilføres atomet for å danne et negativt ion. Igjen, dette er noe som bør finnes i referansemateriell. Denne siden har ressurser som kan være nyttige.
   • Den elektroniske affiniteten til litium er lik 60 kJ mol.

3. 

   Løs Mullikens elektronegativitetsligning. Når du bruker kJ / mol som energienhet, kan Mullikens elektronegativitetsligning skrives som EN_Mulliken = (1,97 × 10) (E_Jeg + E_og) + 0,19. Sett inn de kjente dataene i ligningen og finn verdien til EN_Mulliken.
   • I vårt eksempel vil vi komme til følgende oppløsning:

     EN_Mulliken = (1,97 × 10) (E_Jeg + E_og) + 0,19

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

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

Tips

• I tillegg til Pauling og Mulliken skalaene, er det andre elektronegativitetsskalaer, som Allred-Rochow, Sanderson og Allen. Hver av dem har sine egne ligninger for beregning av elektronegativitet (og noen av dem kan være ganske kompliserte).
• elektro har ikke en måleenhet.