Saturs

• Pakāpieni
• Padomi

Ķīmijā elektronegativitāte tas ir pievilcības mērs, ko atoms ietekmē saitē esošos elektronus. Atoms ar augstu elektronegativitāti piesaista elektronus ar lielu intensitāti, savukārt atoms ar zemu elektronegativitāti to darīs ar nelielu intensitāti. Šīs vērtības tiek izmantotas, lai paredzētu, kā dažādi atomi izturēsies, kad būs savstarpēji saistīti, padarot šo tēmu par svarīgu pamata ķīmijas prasmi.

Pakāpieni

Metode 1 no 3: Elektronegativitātes pamatjēdzieni

1. 

   Saprotiet, ka ķīmiskās saites notiek, kad atomi dalās ar elektroniem. Lai saprastu elektronegativitāti, vispirms ir svarīgi saprast, kas ir "saite". Jebkuriem diviem atomiem molekulā, kas "savienoti" viens ar otru molekulārajā diagrammā, tiek uzskatīts, ka starp tiem ir saite. Būtībā tas nozīmē, ka viņiem ir kopīgs divu elektronu kopums - katrs atoms veicina atoma saiti.
   • Precīzi iemesli, kāpēc atomi dalās ar elektroniem un saista kopā, neatbilst šī raksta uzmanībai. Ja vēlaties uzzināt vairāk, meklējiet internetā ķīmisko saišu pamatjēdzienus.

2. 

   
   
   Izprotiet, kā elektronegativitāte ietekmē saitē esošos elektronus. Kad divi atomi saista divu elektronu kopu saitē, ne vienmēr vienāda dalīšanās starp abiem notiek. Kad vienam no tiem ir augstāka elektronegativitāte nekā atomam, pie kura tas ir pievienots, tas tuvina divus elektronus sev. Atoms ar ļoti lielu elektronegativitāti var aizvilkt elektronus uz sāniem, gandrīz atceļot dalīšanos ar otru.
   • Piemēram, NaCl (nātrija hlorīda) molekulā hlora atomam ir augsta elektronegativitāte un nātrijam - zema elektronegativitāte. Drīz elektroni tiks vilkti pret hloru un prom no nātrija.

3. 

   
   
   Kā atsauci izmantojiet elektronegativitātes tabulu. Elektronegativitātes tabulā ir parādīti elementi, kas sakārtoti tieši tāpat kā periodiskā tabula, bet katrs atoms ir marķēts ar tā elektronegativitāti. Tie atrodami vairākās ķīmijas mācību grāmatās, tehniskajos rakstos un arī internetā.
   • Šeit ir lieliska elektronegativitātes tabula. Ņemiet vērā, ka tas izmanto Pauling elektronegativitātes skalu, kas ir biežāk sastopama. Tomēr ir arī citi veidi, kā izmērīt elektronegativitāti, viens no tiem tiks parādīts zemāk.

4. 

   
   
   Atcerieties elektronegativitātes tendences, lai viegli veiktu aprēķinus. Ja jums nav rokas elektronegativitātes tabulas, šo vērtību joprojām ir iespējams novērtēt, pamatojoties uz jūsu atrašanās vietu periodiskajā tabulā. Parasti:
   • Atoma elektronegativitāte palielinās pārejot uz taisnība periodiskajā tabulā.
   • Atoma elektronegativitāte palielinās pārceļoties uz augšā periodiskajā tabulā.
   • Tāpēc atomiem augšējā labajā stūrī ir augstākās elektronegativitātes vērtības, un tiem, kas atrodas apakšējā kreisajā stūrī, ir viszemākie.
   • Piemēram, iepriekšējā NaCl piemērā jūs varat noteikt, ka hloram ir augstāka elektronegativitāte nekā nātrijam, jo ​​tas ir gandrīz visaugstākajā labajā vietā. No otras puses, nātrijs atrodas tālu pa kreisi no galda, kas padara to par vienu no visvērtīgākajiem atomiem.

Metode 2 no 3: savienojumu atrašana ar elektronegativitāti

1. 

   Atrodiet atšķirību starp diviem atomiem elektronegativitātē. Kad divi atomi ir savstarpēji saistīti, atšķirība starp to elektronegativitātes vērtībām daudz atklāj šīs saites kvalitāti. Lai atrastu starpību, atņemiet mazāko vērtību no lielākās.
   • Piemēram, ja mēs skatāmies uz HF molekulu, mēs no fluora (4.0) atņemsim ūdeņraža (2.1.) Elektronegativitātes vērtību. 4,0 - 2,1 = 1,9.

2. 

   Ja starpība ir mazāka par 0,5, saite ir kovalenta un nepolāra. Šeit elektroni tiek dalīti gandrīz vienādi. Šīs saites neveido molekulas ar lielām maksas atšķirībām abos galos. Polārās obligācijas bieži ir ļoti grūti salauzt.
   • Piemēram, molekula O₂ uzrāda šāda veida savienojumu. Tā kā abām skābekļa molekulām ir vienāda elektronegativitāte, starpība starp tām ir vienāda ar 0.

3. 

   Ja starpība ir no 0,5 līdz 1,6, saite ir kovalenta un polāra. Šīs saites vienā galā tur vairāk elektronu nekā otrā. Tas padara molekulu nedaudz negatīvāku beigās ar vairāk elektroniem un nedaudz pozitīvāku beigās bez tiem. Šo saišu lādiņa nelīdzsvarotība ļauj molekulām piedalīties dažās specifiskās reakcijās.
   • Labs piemērs tam ir H molekula₂O (ūdens). O ir vairāk elektronegatīvs nekā divi H, tāpēc tas tur elektronus tuvāk un padara visu molekulu daļēji negatīvu O galā un daļēji pozitīvu H galos.

4. 

   Ja starpība ir lielāka par 2, saite ir joniska. Šajās saitēs elektroni ir pilnīgi novietoti vienā galā. Visvairāk elektronegatīvais atoms iegūst negatīvu lādiņu, un vismazāk elektronegatīvais atoms iegūst pozitīvu lādiņu. Šāda veida saite ļauj atomiem reaģēt ar citiem atomiem vai tālāk tos atdalīt ar polārajiem atomiem.
   • Piemērs tam ir NaCl (nātrija hlorīds). Hlors ir tik elektronegatīvs, ka tas abus elektronus velk no saites viens pret otru, atstājot nātriju ar pozitīvu lādiņu.

5. 

   Ja starpība ir starp 1,6 un 2, meklējiet metālu. Ja tur metālam, kas atrodas savienojumā, tas norāda, ka tāds ir jonu. Ja ir arī citi nemetāli, saite ir polārā kovalenta.
   • Metāli satur lielāko daļu atomu periodiskās tabulas kreisajā pusē un centrā. Šajā lapā ir tabula, kurā parādīti elementi, kas ir metāli.
   • Šajā grupā ietilpst mūsu iepriekšējais HF piemērs. Tā kā H un F nav metāli, saite būs polārā kovalenta.

3. metode no 3: Atklājiet Mulliken elektronegativitāti

1. 

   Atrodiet sava atoma pirmo jonizācijas enerģiju. Mullikena elektronegativitāte sastāv no mērīšanas metodes, kas nedaudz atšķiras no metodes, kas atrodama iepriekš minētajā Paulinga tabulā. Lai atrastu tā vērtību dotajam atomam, atrodiet savu pirmo jonizācijas enerģiju. Šī ir enerģija, kas nepieciešama, lai atoms izlādētos par vienu elektronu.
   • Šo vērtību, iespējams, var atrast ķīmiskajos atsauces materiālos. Šajā lapā ir labs galds, kuru varat izmantot (ritiniet uz leju, lai to atrastu).
   • Piemēram, pieņemsim, ka vēlaties uzzināt, kāda ir litija (Li) elektronegativitāte. Iepriekš tabulā augšējā lapā mēs redzam, ka pirmās jonizācijas enerģija ir līdzvērtīga 520 kJ / mol.

2. 

   Uzziniet, kāda ir atoma elektronu afinitāte. Tas ir enerģijas mērījums, kas iegūts, kad atomam pievieno elektronu, veidojot negatīvu jonu. Atkal tas ir kaut kas, kas jāatrod atsauces materiālos. Šajā lapā ir resursi, kas var būt noderīgi.
   • Litija elektroniskā afinitāte ir vienāda ar 60 kJ mol.

3. 

   Atrisiniet Mullikena elektronegativitātes vienādojumu. Izmantojot kJ / mol kā enerģijas vienību, Mullikena elektronegativitātes vienādojumu var uzrakstīt šādi LV_Mullikens = (1,97 × 10) (E_i + E_un) + 0,19. Ievietojiet zināmos datus vienādojumā un atrodiet EN vērtību_Mullikens.
   • Šajā piemērā mēs nonāksim pie šādas rezolūcijas:

     LV_Mullikens = (1,97 × 10) (E_i + E_un) + 0,19

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

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

Padomi

• Papildus Paulinga un Mullikena skalai ir arī citi elektronegatīvās skalas, piemēram, Allred-Rochow, Sanderson un Allens. Katram no viņiem ir savi vienādojumi elektronegativitātes aprēķināšanai (un daži no tiem var būt diezgan sarežģīti).
• Elektronegativitāte nav mērvienības.