Ķīmijā elektronegativitāte ir mērījums pakāpei, kādā atoms piesaista elektronus saitē. Atomi ar augstu elektronegativitāti spēcīgi piesaista elektronus, savukārt atomi ar zemu elektronegativitāti vāji piesaista elektronus. Elektronegativitātes vērtības tiek izmantotas, lai prognozētu dažādu atomu uzvedību, kad tie ir saistīti viens ar otru, padarot to par svarīgu prasmi pamata ķīmijā.
Solis
1. metode no 3: Elektronegativitātes pamati
1. solis. Saprotiet, ka ķīmiskās saites rodas, kad atomiem ir kopīgi elektroni
Lai saprastu elektronegativitāti, ir svarīgi vispirms saprast saites nozīmi. Jebkuriem diviem atomiem molekulā, kas molekulārajā diagrammā ir savstarpēji saistīti, ir saites. Būtībā tas nozīmē, ka abiem atomiem ir divu elektronu kopums - katrs atoms veicina vienu atomu saitē.
Precīzi iemesli, kāpēc atomiem ir elektroni un saites, ir ārpus šī raksta darbības jomas. Ja vēlaties uzzināt vairāk, mēģiniet izlasīt šādus rakstus par pamatprincipiem vai citus rakstus
2. solis. Izprotiet, kā elektronegativitāte ietekmē saites elektronus
Ja abos atomos saitē ir divu elektronu kopums, atomi ne vienmēr dalās taisnīgi. Ja vienam atomam ir lielāka elektronegativitāte nekā atomam, kuram tas ir piesaistīts, tas piesaista divus saites elektronus tuvāk sev. Atomi ar augstu elektronegativitāti var piesaistīt elektronus saites pusē, daloties ar visiem citiem atomiem.
Piemēram, NaCl (nātrija hlorīda) molekulā hlorīda atomam ir diezgan augsta elektronegativitāte, un nātrijam ir diezgan zema elektronegativitāte. Tādējādi elektroni tiks piesaistīti tuvu hlorīdam un palikt prom no nātrija.
Solis 3. Kā atsauci izmantojiet elektronegativitātes tabulu
Elementu elektronegativitātes tabulā elementi ir sakārtoti tieši tāpat kā periodiskajā tabulā, izņemot to, ka katrs atoms ir marķēts ar savu elektronegativitāti. Šīs tabulas var atrast dažādās ķīmijas mācību grāmatās un inženierzinātņu rakstos, kā arī tiešsaistē.
Šī ir saite uz ļoti labu elektronegativitātes tabulu. Ņemiet vērā, ka šajā tabulā ir izmantota visbiežāk izmantotā Paulinga elektronegativitātes skala. Tomēr ir arī citi elektronegativitātes mērīšanas veidi, no kuriem viens ir parādīts zemāk
4. solis. Paturiet prātā elektronegativitātes tendences, lai varētu viegli novērtēt
Ja jums vēl nav ērta elektronegativitātes tabula, joprojām varat novērtēt atoma elektronegativitāti, pamatojoties uz tā atrašanās vietu parastajā periodiskajā tabulā. Parasti:
- Palielinās atoma elektronegativitāte garš jo vairāk jūs pārvietojaties taisnība periodiskajā tabulā.
- Palielinās atoma elektronegativitāte garš jo vairāk kusties braukt periodiskajā tabulā.
- Tādējādi atomiem augšējā labajā stūrī ir vislielākā elektronegativitāte, un apakšējā kreisajā pusē esošajiem atomiem ir viszemākā elektronegativitāte.
- Piemēram, iepriekš minētajā NaCl piemērā varat pateikt, ka hloram ir lielāka elektronegativitāte nekā nātrijam, jo hlors atrodas gandrīz augšējā labajā stūrī. No otras puses, nātrijs atrodas tālu pa kreisi, padarot to par vienu no zemākajiem atomu līmeņiem.
2. metode no 3: Obligāciju atrašana ar elektronegativitāti
1. solis. Atrodiet elektronegativitātes atšķirību starp diviem atomiem
Kad divi atomi ir saistīti, atšķirība starp abu elektronegativitāti var pateikt par saiknes kvalitāti starp tiem. Lai atrastu atšķirību, atņemiet mazāko elektronegativitāti no lielākās.
Piemēram, ja paskatāmies uz HF molekulu, no fluora (4, 0) atņemam ūdeņraža (2, 1) elektronegativitāti. 4, 0 - 2, 1 = 1, 9
2. solis. Ja starpība ir zemāka par 0,5, saite ir nepolāra kovalenta
Šajā saitē elektroni ir diezgan kopīgi. Šī saite neveido molekulu, kurai ir liela atšķirība starp diviem atomiem. Nepolārās obligācijas parasti ir ļoti grūti salauzt.
Piemēram, O. molekula2 ir šāda veida obligācijas. Tā kā abiem skābekļiem ir vienāda elektronegativitāte, atšķirība starp to elektronegativitāti ir 0.
3. solis. Ja starpība ir starp 0,5-1, 6, saite ir polāra kovalenta
Šai saitei ir vairāk elektronu vienā atomā. Tas padara molekulu nedaudz negatīvāku atoma galā ar vairāk elektroniem un nedaudz pozitīvāku atoma beigās ar mazāk elektroniem. Lādiņu nelīdzsvarotība šajās saitēs ļauj molekulām piedalīties noteiktās īpašās reakcijās.
Labs šīs saites piemērs ir H. molekula2O (ūdens). O ir vairāk elektronegatīvs nekā divi H, tāpēc O ir vairāk elektronu un padara visu molekulu daļēji negatīvu O galā un daļēji pozitīvu H galā.
4. solis. Ja starpība ir lielāka par 2,0, saite ir jonu
Šajā saitē visi elektroni atrodas saites vienā galā. Jo vairāk elektronegatīvais atoms iegūst negatīvu lādiņu, un mazāk elektronegatīvs atoms iegūst pozitīvu lādiņu. Šādas saites ļauj atomiem labi reaģēt ar citiem atomiem un pat atdalīties ar polāriem atomiem.
Šīs saites piemērs ir NaCl (nātrija hlorīds). Hlors ir tik elektronegatīvs, ka piesaista abus saites elektronus pret sevi, atstājot nātriju ar pozitīvu lādiņu
Solis 5. Ja starpība ir starp 1,6-2, 0, atrodiet metālu
Ja tur ir metāls saitē, saite ir jonu. Ja ir tikai nemetāli, saite ir polārs kovalents
- Metāli veido lielāko daļu atomu periodiskās tabulas kreisajā un centrā. Šajā lapā ir tabula, kurā parādīti elementi, kas ir metāli.
- Mūsu HF piemērs no augšas ir iekļauts šajā kaklasaitē. Tā kā H un F nav metāli, tiem ir saites polārs kovalents.
3. metode no 3: Mulliken elektronegativitātes noteikšana
Solis 1. Atrodiet sava atoma pirmo jonizācijas enerģiju
Mullikena elektronegativitāte nedaudz atšķiras no Paulinga tabulā izmantotās elektronegativitātes mērīšanas metodes. Lai atrastu Mullikena elektronegativitāti konkrētam atomam, atrodiet atoma pirmo jonizācijas enerģiju. Šī ir enerģija, kas nepieciešama, lai atoms atmestu vienu elektronu.
- Tas, iespējams, būs jāmeklē ķīmijas atsauces materiālos. Šajā vietnē ir laba tabula, kuru, iespējams, vēlēsities izmantot (ritiniet uz leju, lai to atrastu).
- Piemēram, pieņemsim, ka mēs meklējam litija (Li) elektronegativitāti. Iepriekš minētās vietnes tabulā mēs redzam, ka pirmā jonizācijas enerģija ir 520 kJ/mol.
Solis 2. Atrodiet atoma elektronu afinitāti
Afinitāte ir enerģijas mērījums, kas iegūts, elektronam pievienojot atomu, veidojot negatīvu jonu. Atkal, tas ir kaut kas, kas jums jāmeklē atsauces materiālos. Šajā vietnē ir resursi, kurus varat meklēt.
Litija afinitāte ir 60 KJ mol-1.
Solis 3. Atrisiniet Mulliken elektronegativitātes vienādojumu
Ja kā enerģijas vienību izmantojat kJ/mol, Mulliken elektronegativitātes vienādojums ir LVMulliken = (1, 97×10−3) (E.i+Eea) + 0, 19. Pievienojiet savas vērtības vienādojumam un atrisiniet ENMulliken.
-
Mūsu piemērā mēs to atrisināsim šādi:
-
- LVMulliken = (1, 97×10−3) (E.i+Eea) + 0, 19
- LVMulliken = (1, 97×10−3)(520 + 60) + 0, 19
- LVMulliken = 1, 143 + 0, 19 = 1, 333
-
Padomi
- Papildus Paulinga un Mullikena skalai citas elektronegativitātes skalas ietver Allreda -Rohova skalu, Sandersona skalu un Allena skalu. Visām šīm skalām ir savi vienādojumi elektronegativitātes aprēķināšanai (daži no šiem vienādojumiem var kļūt diezgan sarežģīti).
- Elektronegativitātei nav vienību.
