Sisu

• Sammud
• Nõuanne

Keemias elektronegatiivsus on ühik aatomi atraktiivsuse mõõtmiseks elektronile keemilises sidemes. Suure elektronegatiivsusega aatomid meelitavad ligi tugeva jõuga elektrone, madala elektronegatiivsusega aatomid aga nõrga jõuga. Elektronegatiivsuse väärtusi kasutatakse aatomite vahel keemiliste sidemete moodustamise võime ennustamiseks, seega on see põhikeemia oskus.

Sammud

1. meetod 3-st: põhiteadmised elektronegatiivsusest

1. 

   Keemiline side tekib siis, kui aatomid jagavad elektrone. Elektronegatiivsuse mõistmiseks peate kõigepealt mõistma, mis on "sidumine". Kõigil kahel aatomil, mis on molekulaarstruktuuris "ühendatud", on nende vahel side, see tähendab, et neil on ühine elektronide paar ja iga aatom panustab sellesse sidemesse ühe elektroni.
   • See artikkel ei hõlma täpset põhjust miks aatomid jagavad elektrone ja neil on side. Kui soovite rohkem teada saada, lugege seda artiklit keemilise sidumise kohta või wikiHow artiklit Kuidas uurida keemiliste sidemete omadusi.

2. 

   
   
   Kuidas mõjutab elektronegatiivsus sideme elektrone? Kui kahel aatomil on sidemega sama elektronpaar, pole see jagamine alati tasakaalus. Kui ühel aatomil on suurem elektronegatiivsus kui teisel, tõmbab see kaks sidemes olevat elektroni sellele lähemale. Aatomil on väga kõrge elektronegatiivsus, mis suudab elektronid peaaegu täielikult enda poole tõmmata ja vaevalt elektronid teise aatomiga jagada.
   • Näiteks NaCl (naatriumkloriidi) molekulis on kloori aatomil suhteliselt kõrge elektronegatiivsus ja naatriumi aatomil on suhteliselt madal elektronegatiivsus. Seega tõmmatakse elektronid kloori aatomi suunas ja naatriumiaatomitest eemal.

3. 

   
   
   Kasutage viitamiseks elektroonegatiivsustabelit. Elektronegatiivsustabelis on keemilised elemendid paigutatud täpselt nii, nagu perioodilisustabelis, kuid elektronegatiivsus registreeritakse iga aatomi kohta. Seda graafikut trükitakse paljudes keemiaõpikutes, tehnilises kirjanduses või Internetis.
   • See on ühendus, mis viib elektronegatiivsuse kontrollimiseni. Pange tähele, et selles tabelis kasutatakse Paulingi skaalat, mis on kõige tavalisem elektronegatiivsuse skaala. Elektronegatiivsuse mõõtmiseks on siiski ka teisi viise ja üks neist on toodud allpool.

4. 

   
   
   Aatomid on hõlpsasti hinnatud elektronegatiivsuses. Kui teil pole elektronegatiivsuse tabelit, saate hinnata aatomi elektronegatiivsust selle asukoha järgi tavalises keemilises perioodilisustabelis. Üldreeglina:
   • Aatomi elektronegatiivsus järk-järgult kõrgemale kui edasi liigud õigus perioodilisustabel.
   • Aatomi elektronegatiivsus järk-järgult kõrgemale liikudes üles minema perioodilisustabel.
   • Seetõttu on paremas ülanurgas olevatel aatomitel suurim elektronegatiivsus ja vasakus alanurgas kõige madalam.
   • Ülaltoodud NaCl näites saate öelda, et klooril on kõrgem elektronegatiivsus kui naatriumil, kuna see on perioodilise tabeli paremas ülanurgas väga lähedal. Seevastu naatrium asub kaugel vasakul, seega kuulub see madala elektronegatiivsusega aatomite rühma.
   reklaam

Meetod 2/3: sideme tüüp määratakse elektronegatiivsuse abil

1. 

   Siit saate teada kahe aatomi elektronegatiivsuse erinevuse. Kui kaks aatomit on seotud, võib kahe aatomi elektronegatiivsuse erinevus öelda teile selle sideme omadused. Erinevuse leidmiseks lahutage väike elektronegatiivsus väikesest elektronegatiivsusest.
   • Võttes näiteks HF molekuli, lahutame fluori (4,0) elektronegatiivsuse vesiniku (2,1) elektronegatiivsusele. 4,0 - 2,1 = 1,9.

2. 

   Kui elektronegatiivsuse erinevus on väiksem kui umbes 0,5, on side mittepolaarne kovalentne side, milles elektronid on jagatud peaaegu võrdselt. Seda tüüpi sidemed ei loo molekuli, mille sideme otste vahel oleks suur laengu erinevus. Mittepolaarseid sidemeid on sageli raske murda.
   • Näiteks molekul O₂ on seda tüüpi link. Kuna kahel hapniku aatomil on sama elektronegatiivsus, on nende erinevus null.

3. 

   Kui elektronegatiivsuse erinevus on vahemikus 0,5-1,6, siis on side polaarne kovalentne side. Nende sidemete ühes otsas on rohkem elektrone kui teises. See põhjustab molekuli ühes otsas, millel on elektron, veidi suurem negatiivne laeng ja teises otsas veidi suurem positiivse laengu netovõrk. Sideme laengu tasakaalustamatus võimaldab molekulil osaleda paljudes erireaktsioonides.
   • Molekulaarne H₂O (vesi) on selle peamine näide. O-aatomil on suurem elektronegatiivsus kui kahel H-aatomil, seega hoiab see elektrone tihedamalt ja põhjustab kogu molekulil O-otsas mingit negatiivset laengut ja H-otsas positiivset osa.

4. 

   Kui elektronegatiivsuse erinevus on suurem kui 2,0, on side ioonne side. Selles sidemes asuvad elektronid täielikult sideme ühes otsas. Suurema elektronegatiivsusega aatomitel on negatiivne laek ja väiksema elektronegatiivsusega aatomitel on positiivne laeng. Seda tüüpi sidumine võimaldab selles oleval aatomil hästi reageerida teiste aatomitega ja isegi eraldada polaarsete aatomitega.
   • Näiteks on BaCl molekul (naatriumkloriid). Klooriaatomil on nii suur negatiivne laeng, et see tõmbab mõlemad elektronid täielikult enda poole, põhjustades naatriumi positiivse laengu.

5. 

   Kui elektronegatiivsuse erinevus on vahemikus 1,6–2,0, kontrollige metallelementi. Kui omama sideme metallelement on side ioonid. Kui metallist elemente pole, on see siduv polaarne kovalentne.
   • Metallilised elemendid hõlmavad enamikku perioodilisustabeli vasakul ja keskel asuvatest elementidest. Sellel lehel on tabel, mis näitab, millised elemendid on metallist.
   • Ülaltoodud HF näide on selles vahemikus. Kuna H ja F ei ole metallid, on need seotud polaarne kovalentne.
   reklaam

3. meetod 3-st: leidke elektronegatiivsus vastavalt Mullikenile

1. 

   Leidke aatomi esimene ioniseeriv energia. Elektronegatiivsus Mullikeni järgi on elektronegatiivsuse mõõtmise meetod, mis erineb veidi eespool nimetatud Paulingi skaala meetodist. Mullikeni elektronegatiivsuse leidmiseks antud aatomi jaoks leidke selle esimene ioniseeriv energia. See on energia, mis on vajalik aatomi elektroni äraandmiseks.
   • Võimalik, et peate seda otsima oma keemilistest viidetest. Sellel lehel on otsingutulem, mida saate kasutada (nägemiseks kerige alla).
   • Oletame näiteks, et peame leidma liitium (Li) elektronegatiivsuse. Vaadates ülaltoodud lehe tabelit, näeme, et esimene ionisatsioonienergia on 520 kJ / mol.

2. 

   Leidke aatomi elektrooniline afiinsus. See on energia mõõt, mis saadakse siis, kui aatom saab elektroni negatiivse iooni moodustamiseks. Selle parameetri peate otsima ka oma keemilistest viidetest. Sellel saidil on õppevahendeid, mida peaksite otsima.
   • Liitium elektrooniline afiinsus on 60 kJ mol.

3. 

   Lahendage elektrilise mürataseme võrrand vastavalt Mullikenile. Kui kasutate energia saamiseks kJ / mol, on Mullikeni järgi elektronegatiivsuse võrrand EN_Mulliken = (1,97 × 10) (E_i+ E_ea) + 0,19. Ühendage väärtused võrrandisse ja lahendage EN-i jaoks_Mulliken.
   • Selles näites lahendame järgmise:

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

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

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

   reklaam

Nõuanne

• Lisaks Paulingi ja Mullikeni skaalale on Allred veel mõned elektronegatiivsuse skaalad - Rochow, Sanderson ja Allen. Kõigil neil skaaladel on elektronegatiivsuse (üsna keeruline arv) arvutamiseks oma võrrandid.
• Elektronegatiivsus üksust pole.