I kemi er elektronegativitet en måling af, i hvilken grad et atom tiltrækker elektroner i en binding. Atomer med høj elektronegativitet tiltrækker elektroner stærkt, mens atomer med lav elektronegativitet tiltrækker elektroner svagt. Elektronegativitetsværdier bruges til at forudsige adfærd for forskellige atomer, når de er bundet til hinanden, hvilket gør det til en vigtig færdighed inden for grundlæggende kemi.
Trin
Metode 1 af 3: Grundlæggende om elektronegativitet
Trin 1. Forstå, at kemiske bindinger opstår, når atomer deler elektroner
For at forstå elektronegativitet er det vigtigt først at forstå betydningen af binding. Alle to atomer i et molekyle, der er relateret til hinanden i et molekylær diagram, har bindinger. Grundlæggende betyder det, at de to atomer deler en to -elektron pulje - hvert atom bidrager med et atom til bindingen.
De nøjagtige årsager til, at atomer deler elektroner og bindinger, ligger uden for denne artikels rækkevidde. Hvis du vil lære mere, kan du prøve at læse følgende artikler om grundlæggende binding eller andre artikler
Trin 2. Forstå, hvordan elektronegativitet påvirker elektronerne i en binding
Når begge atomer har en pulje af to elektroner i en binding, deler atomerne ikke altid retfærdigt. Når et atom har en højere elektronegativitet end det atom, som det er bundet til, tiltrækker det de to elektroner i bindingen tættere på sig selv. Atomer med høj elektronegativitet kan tiltrække elektroner til siden af bindingen og dele dem med alle andre atomer.
For eksempel i NaCl (natriumchlorid) molekylet har chloridatomet en temmelig høj elektronegativitet, og natrium har en forholdsvis lav elektronegativitet. Således vil elektronerne blive tiltrukket tæt på klorid og hold dig væk fra natrium.
Trin 3. Brug elektronegativitetstabellen som reference
Elementernes elektronegativitetstabel har elementerne arrangeret nøjagtigt som i det periodiske system, bortset fra at hvert atom er mærket med sin egen elektronegativitet. Disse tabeller findes i en række kemiske lærebøger og ingeniørartikler samt online.
Dette er et link til en meget god elektronegativitetstabel. Bemærk, at denne tabel bruger den mest almindeligt anvendte Pauling -elektronegativitetsskala. Der er imidlertid andre måder at måle elektronegativitet på, hvoraf den ene er vist nedenfor
Trin 4. Husk elektronegativitetstendenserne for et let skøn
Hvis du endnu ikke har en praktisk elektronegativitetstabel, kan du stadig estimere et atoms elektronegativitet baseret på dets placering på det almindelige periodiske system. Som hovedregel:
- Atomets elektronegativitet stiger høj jo mere du flytter til ret i det periodiske system.
- Atomets elektronegativitet stiger høj jo mere du bevæger dig ride i det periodiske system.
- Atomer øverst til højre har således den højeste elektronegativitet, og atomerne nederst til venstre har de laveste elektronegativiteter.
- For eksempel i NaCl -eksemplet ovenfor kan du se, at chlor har en højere elektronegativitet end natrium, fordi kloren er næsten øverst til højre. På den anden side er natrium langt til venstre, hvilket gør det til et af de laveste atomniveauer.
Metode 2 af 3: Find obligationer ved elektronegativitet
Trin 1. Find forskellen i elektronegativitet mellem de to atomer
Når to atomer er bundet, kan forskellen mellem de to elektronegativiteter fortælle dig om kvaliteten af bindingen mellem dem. Træk den mindre elektronegativitet fra den større for at finde forskellen.
For eksempel, hvis vi ser på HF -molekylet, vil vi trække elektronegativiteten af brint (2, 1) fra fluor (4, 0). 4, 0 - 2, 1 = 1, 9
Trin 2. Hvis forskellen er under 0,5, er bindingen upolær kovalent
I denne binding deles elektronerne retfærdigt. Denne binding danner ikke et molekyle, der har en stor forskel i ladning mellem de to atomer. Ikke-polare bindinger har en tendens til at være meget vanskelige at bryde.
For eksempel O. -molekylet2 har denne form for binding. Da begge iltstoffer har samme elektronegativitet, er forskellen mellem deres elektronegativiteter 0.
Trin 3. Hvis forskellen er mellem 0,5-1, 6, er bindingen polær kovalent
Denne binding har flere elektroner i et atom. Dette gør molekylet lidt mere negativt i enden af atomet med flere elektroner og lidt mere positivt i slutningen af atomet med færre elektroner. Ubalancen i ladningen i disse bindinger gør det muligt for molekyler at deltage i visse særlige reaktioner.
Et godt eksempel på denne binding er H. -molekylet2O (vand). O er mere elektronegativ end de to H'er, så O har flere elektroner og gør hele molekylet delvist negativt i O -enden og delvist positivt i H -enden.
Trin 4. Hvis forskellen er mere end 2,0, er bindingen ionisk
I denne binding er alle elektronerne i den ene ende af bindingen. Det mere elektronegative atom får en negativ ladning, og det mindre elektronegative atom får en positiv ladning. Sådanne bindinger tillader atomer at reagere godt med andre atomer og endda adskilles af polare atomer.
Et eksempel på denne binding er NaCl (natriumchlorid). Klor er så elektronegativ, at det tiltrækker begge elektroner i bindingen mod sig selv og efterlader natrium med en positiv ladning
Trin 5. Hvis forskellen er mellem 1,6-2, 0, finder du metallet
Hvis der er metal i bindingen, bindingen er ionisk. Hvis der kun er ikke-metaller, er bindingen polær kovalent
- Metaller omfatter de fleste atomer til venstre og i midten af det periodiske system. Denne side har en tabel, der viser de elementer, der er metaller.
- Vores HF -eksempel ovenfra er inkluderet i dette slips. Da H og F ikke er metaller, har de bindinger polær kovalent.
Metode 3 af 3: Find mulliken elektronegativitet
Trin 1. Find dit atomets første ioniseringsenergi
Mullikens elektronegativitet er lidt forskellig fra metoden til måling af elektronegativitet, der blev brugt i Paulings tabel ovenfor. For at finde Mulliken -elektronegativiteten for et givet atom skal du finde atomets første ioniseringsenergi. Dette er den energi, der kræves for at få et atom til at opgive en enkelt elektron.
- Dette er noget, du måske skal kigge efter i kemi referencematerialer. Dette websted har et godt bord, som du måske vil bruge (rul ned for at finde det).
- Antag for eksempel, at vi leder efter elektronegativiteten af lithium (Li). I tabellen på ovenstående sted kan vi se, at den første ioniseringsenergi er 520 kJ/mol.
Trin 2. Find atomets elektronaffinitet
Affinitet er en måling af den energi, der opnås, når en elektron sættes til et atom for at danne en negativ ion. Igen er det noget, du skal kigge efter i referencematerialer. Dette websted har ressourcer, du måske vil slå op.
Elektronens affinitet for lithium er 60 KJ mol-1.
Trin 3. Løs Mulliken -elektronegativitetsligningen
Når du bruger kJ/mol som enheden for din energi, er ligningen for Mulliken elektronegativitet DAMulliken = (1, 97×10−3) (Ejeg+Eea) + 0, 19. Sæt dine værdier i ligningen og løs for ENMulliken.
-
I vores eksempel løser vi det sådan:
-
- DAMulliken = (1, 97×10−3) (Ejeg+Eea) + 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 omfatter andre elektronegativitetsskalaer Allred – Rochow -skalaen, Sanderson -skalaen og Allen -skalaen. Alle disse skalaer har deres egne ligninger til beregning af elektronegativitet (nogle af disse ligninger kan blive ret komplicerede).
- Elektronegativitet har ingen enheder.
