Sisu

• Sammud
• Meetod 1 /3: põhitõed
• Meetod 2/3: sideme tüübi määramine elektronegatiivsuse järgi
• Meetod 3 /3: Mullikeni elektronegatiivsuse arvutamine
• Näpunäiteid

Keemias on elektronegatiivsus aatomite võime meelitada nende juurde teiste aatomite elektrone. Suure elektronegatiivsusega aatom tõmbab elektrone tugevalt ja madala elektronegatiivsusega aatom tõmbab elektrone nõrgalt ligi. Elektronegatiivsuse väärtusi kasutatakse erinevate aatomite käitumise ennustamiseks keemilistes ühendites.

Sammud

Meetod 1 /3: põhitõed

1. 1 Keemilised sidemed. Sellised sidemed tekivad siis, kui aatomite elektronid suhtlevad üksteisega, st kaks elektroni (üks igast aatomist) muutuvad tavaliseks.
   • Aatomite elektronide interaktsiooni põhjuste kirjeldus jääb käesoleva artikli raamest välja.Selle teema kohta lisateabe saamiseks lugege näiteks seda artiklit.
2. 2 Elektronegatiivsuse mõju. Kui kaks aatomit tõmbavad teineteise elektronid ligi, ei ole külgetõmbejõud sama. Suurema elektronegatiivsusega aatom tõmbab kaks elektroni tugevamalt ligi. Väga suure elektronegatiivsusega aatom tõmbab elektrone ligi sellise jõuga, et me ei räägi enam jagatud elektronidest.
   • Näiteks NaCl molekulis (naatriumkloriid, tavaline sool) on klooriaatomil üsna kõrge elektronegatiivsus ja naatriumiaatom on üsna madal. Nii et elektronid meelitatakse klooriaatomisse ja tõrjuda naatriumi aatomeid.
3. 3 Elektronegatiivsuse tabel. See tabel sisaldab keemilisi elemente, mis on paigutatud samamoodi nagu perioodilisustabelis, kuid iga elemendi kohta on antud selle aatomite elektronegatiivsus. Sellise tabeli leiab keemiaõpikutest, teatmematerjalidest ja veebist.
   • Siit leiate suurepärase elektronegatiivsuse tabeli. Pange tähele, et see kasutab Paulingi elektronegatiivsuse skaalat, mis on kõige tavalisem. Kuid elektronegatiivsuse arvutamiseks on ka teisi viise, millest ühte käsitletakse allpool.
4. 4 Elektronegatiivsuse suundumused. Kui teil pole käepärast elektronegatiivsustabelit, saate aatomi elektronegatiivsust hinnata perioodilise tabeli elemendi asukoha järgi.
   • Kuidas paremale element asub, rohkem selle aatomi elektronegatiivsus.
   • Kuidas kõrgem element asub, rohkem selle aatomi elektronegatiivsus.
   • Seega on perioodilisustabeli paremas ülanurgas asuvate elementide aatomitel suurim elektronegatiivsus ja vasakus alanurgas asuvate elementide aatomitel on madalaim.
   • Meie NaCl näites võime öelda, et klooril on suurem elektronegatiivsus kui naatriumil, kuna kloor asub naatriumist paremal.

Meetod 2/3: sideme tüübi määramine elektronegatiivsuse järgi

1. 1 Arvutage kahe aatomi elektronegatiivsuste erinevus, et mõista nendevahelise sideme omadusi. Selleks lahutage väiksemast elektronegatiivsus suuremast.
   • Näiteks kaaluge HF -i molekuli. Lahutage vesiniku (2.1) elektronegatiivsus fluori (4,0) elektronegatiivsusest: 4,0 - 2,1 = 1,9.
2. 2 Kui erinevus on väiksem kui 0,5, siis on side kovalentne mittepolaarne, milles elektronid tõmbuvad ligi sama tugevusega. Sellised sidemed moodustuvad kahe identse aatomi vahel. Mittepolaarseid ühendusi on üldiselt väga raske katkestada. Seda seetõttu, et aatomid jagavad elektrone, mis muudab nende sideme stabiilseks. Selle hävitamiseks kulub palju energiat.
   • Näiteks molekul O₂ on seda tüüpi ühendus. Kuna kahel hapniku aatomil on sama elektronegatiivsus, on nende vahe 0.
3. 3 Kui erinevus jääb vahemikku 0,5 - 1,6, on side kovalentselt polaarne. Sel juhul tõmbab üks kahest aatomist elektrone tugevamalt ligi ja omandab seetõttu osalise negatiivse laengu ning teine ​​osalise positiivse laengu. See laengu tasakaalustamatus võimaldab molekulil osaleda teatud reaktsioonides.
   • Näiteks molekul H₂O (vesi) omab seda tüüpi sidet. O -aatom on elektronegatiivsem kui kaks H -aatomit, seega meelitab hapnik elektrone tugevamalt ja omandab osalise negatiivse laengu ning vesinik - osalise positiivse laengu.
4. 4 Kui erinevus on suurem kui 2,0, siis on side ioonne. See on side, milles ühine elektronpaar läheb valdavalt suurema elektronegatiivsusega aatomile, mis omandab negatiivse laengu, ja madalama elektronegatiivsusega aatom positiivse laengu. Selliste sidemetega molekulid reageerivad hästi teiste aatomitega ja polaarsed aatomid võivad neid isegi hävitada.
   • Näiteks NaCl (naatriumkloriidi) molekulil on seda tüüpi side.Klooriaatom on nii elektronegatiivne, et tõmbab mõlemad elektronid enda juurde ja omandab negatiivse laengu ning naatriumiaatom saab positiivse laengu.
   • NaCl saab hävitada polaarse molekuli, näiteks H2O (vesi) abil. Veemolekulis on molekuli vesiniku pool positiivne ja hapniku pool negatiivne. Kui segate soola veega, lagundavad veemolekulid soola molekulid, põhjustades selle lahustumist.
5. 5 Kui erinevus on 1,6 ja 2,0, kontrollige metalli. Kui molekulis on metalli aatom, on side ioonne. Kui molekulis pole metalli aatomeid, siis on side polaarne kovalentsus.
   • Metallid asuvad perioodilise tabeli vasakul ja keskel. Selles tabelis on metallid esile tõstetud.
   • Meie HF näites jääb elektronegatiivsuste erinevus sellesse vahemikku. Kuna H ja F ei ole metallid, on side polaarne kovalentne.

Meetod 3 /3: Mullikeni elektronegatiivsuse arvutamine

1. 1 Leidke aatomi esimene ionisatsioonienergia. Mullikeni elektronegatiivsuse skaala erineb veidi ülalmainitud Paulingi skaalast. Esimene ionisatsioonienergia on vajalik ühe aatomi eemaldamiseks elektronist.
   • Sellise energia tähendust võib leida keemia teatmeteostest või näiteks netist siit.
   • Näitena näitame liitium (Li) elektronegatiivsust. Selle esimene ionisatsioonienergia on 520 kJ / mol.
2. 2 Leidke elektroni afiinsuse energia. See on energia, mis vabaneb elektroni aatomi külge kinnitamise protsessis. Sellise energia tähendust võib leida keemia teatmeteostest või näiteks netist siit.
   • Liitiumi elektronide afiinsusenergia on 60 kJ / mol.
3. 3 Kasutage Mullikeni elektronegatiivsuse võrrandit:RU_Mulliken = (1,97 × 10) (E_i+ E_ea) + 0,19.
   • Meie näites:

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

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

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

Näpunäiteid

• Lisaks Paulingi ja Mullikeni skaalale on olemas ka elektronegatiivsuse skaala vastavalt Allred-Rochow, Sanderson, Allen. Neil kõigil on oma valemid elektronegatiivsuse arvutamiseks (mõned neist on üsna keerulised).
• Elektronegatiivsusel pole mõõtühikuid.