Obsah

• kroky
• Tipy

V chémii electronegativity je to miera príťažlivosti, ktorú atóm vyvíja na elektróny vo väzbe. Atóm s vysokou elektronegativitou priťahuje elektróny s veľkou intenzitou, zatiaľ čo atóm s nízkou elektronegativitou to urobí s malou intenzitou. Tieto hodnoty sa používajú na predpovedanie toho, ako sa budú rôzne atómy správať, keď sú navzájom spojené, čím sa táto téma stane dôležitou zručnosťou v základnej chémii.

kroky

Metóda 1 z 3: Základné pojmy elektronegativity

1. 

   Pochopte, že k chemickým väzbám dochádza, keď atómy zdieľajú elektróny. Na pochopenie elektronegativity je dôležité najprv pochopiť, čo je „odkaz“. Uvádza sa, že akékoľvek dva atómy v molekule „vzájomne spojené“ v molekulovom diagrame majú väzbu medzi nimi. V podstate to znamená, že zdieľajú skupinu dvoch elektrónov - každý atóm prispieva atómom k väzbe.
   • Presné dôvody, prečo atómy zdieľajú elektróny a väzby spolu, nezodpovedajú zameraniu tohto článku. Ak sa chcete dozvedieť viac, vyhľadajte na internete základné pojmy chemických väzieb.

2. 

   
   
   Pochopte, ako elektronická aktivita ovplyvňuje elektróny prítomné vo väzbe. Keď dva atómy zdieľajú skupinu dvoch elektrónov vo väzbe, nie vždy medzi nimi existuje rovnaké rozdelenie. Ak má jeden z nich vyššiu elektronegativitu ako atóm, ku ktorému je pripojený, priblíži tieto dva elektróny k sebe. Atóm s veľmi vysokou elektronegativitou môže elektróny pritiahnuť na svoju stranu vo väzbe a takmer zrušiť zdieľanie s ostatnými.
   • Napríklad v molekule NaCl (chlorid sodný) má atóm chlóru vysokú elektronegativitu a sodík, nízku elektronegativitu. Čoskoro budú elektróny vytiahnuté smerom k chlóru a od sodíka.

3. 

   
   
   Ako referenciu použite tabuľku elektronegativity. Tabuľka elektronegativity predstavuje prvky usporiadané presne ako periodická tabuľka, ale každý atóm je označený svojou elektronegativitou. Nájdete ich v niekoľkých učebniciach chémie, v odborných článkoch a tiež na internete.
   • Tu je vynikajúca tabuľka elektronegativity. Všimnite si, že používa Paulingovu elektronegativitu, ktorá je bežnejšia. Existujú však aj iné spôsoby merania elektronegativity, z ktorých jeden bude uvedený nižšie.

4. 

   
   
   Zapamätajte si trendy v elektronickej mobilite, aby ste mohli ľahko odhadovať. Ak nemáte k dispozícii tabuľku elektronickej aktivity, je stále možné odhadnúť túto hodnotu na základe vášho umiestnenia v periodickej tabuľke. Ako všeobecné pravidlo:
   • Elektronická aktivita atómu stúpa ako sa sťahujete do správny v periodickej tabuľke.
   • Elektronická aktivita atómu stúpa keď sa sťahujete hore v periodickej tabuľke.
   • Atómy v pravom hornom rohu majú preto najvyššiu hodnotu elektronegativity a atómy v ľavom dolnom rohu majú najnižšie.
   • Napríklad v predchádzajúcom príklade NaCl môžete určiť, že chlór má vyššiu elektronegativitu ako sodík, pretože je takmer na najvyššom pravom mieste. Na druhej strane je sodík ďaleko naľavo od stola, čo ho robí jedným z najmenej cenných atómov.

Metóda 2 z 3: Nájdenie spojení s elektronickou aktivitou

1. 

   Nájdite rozdiel v elektronegativite medzi týmito dvoma atómami. Ak sú dva atómy navzájom spojené, rozdiel medzi ich hodnotami elektronegativity odhaľuje veľa o kvalite tejto väzby. Odčítaním najmenšej hodnoty od najväčšej nájdite rozdiel.
   • Napríklad, ak sa pozrieme na HF molekulu, odpočítame hodnotu elektronegativity vodíka (2.1) od hodnoty fluóru (4.0). 4,0 - 2,1 = 1,9.

2. 

   Ak je rozdiel menší ako 0,5, väzba je kovalentná a nepolárna. Tu sú elektróny zdieľané takmer rovnako. Tieto väzby netvoria molekuly s veľkými rozdielmi v náboji na oboch koncoch. Polárne väzby sa často veľmi ťažko zlomia.
   • Napríklad molekula O₂ predstavuje tento typ pripojenia. Pretože tieto dve molekuly kyslíka majú rovnakú elektronegativitu, rozdiel medzi nimi je rovný 0.

3. 

   Ak je rozdiel medzi 0,5 a 1,6, väzba je kovalentná a polárna. Tieto väzby držia viac elektrónov na jednom konci ako na druhom. To robí molekulu trochu negatívnejšiu na konci s väčším počtom elektrónov a trochu pozitívnejšiu na konci bez nich. Nerovnováha náboja v týchto väzbách umožňuje molekulám podieľať sa na niektorých špecifických reakciách.
   • Dobrým príkladom je molekula H.₂O (voda). O je viac elektronegatívny ako dva H, takže udržuje elektróny bližšie a robí celú molekulu čiastočne negatívnou na O konci a čiastočne pozitívnu na H koncoch.

4. 

   Ak je rozdiel väčší ako 2, väzba je iónová. V týchto väzbách sú elektróny umiestnené úplne na jednom konci. Najviac elektronegatívny atóm získa záporný náboj a najmenší elektronegatívny atóm kladný náboj. Tento typ väzby umožňuje, aby atómy reagovali s inými atómami alebo aby boli ďalej oddelené polárnymi atómami.
   • Príkladom toho je NaCl (chlorid sodný). Chlór je tak elektronegatívny, že ťahá oba elektróny z väzby smerom k sebe, takže sodík má kladný náboj.

5. 

   Ak je rozdiel medzi 1,6 a 2, hľadajte kov. ak tam kov prítomný vo väzbe, to znamená, že je ionické, Ak existujú iné nekovy, väzba je polárny kovalent.
   • Kovy obsahujú väčšinu atómov vľavo a v strede periodickej tabuľky. Táto stránka obsahuje tabuľku, ktorá ukazuje, ktoré prvky sú kovy.
   • Náš predchádzajúci príklad SZ patrí do tejto skupiny. Pretože H a F nie sú kovy, väzba bude polárny kovalent.

Metóda 3 z 3: Objavte elektronickúegativitu spoločnosti Mulliken

1. 

   Nájdite prvú ionizačnú energiu vášho atómu. Mullikenova elektronegativita pozostáva z metódy merania mierne odlišnej od metódy uvedenej v Paulingovej tabuľke vyššie. Ak chcete zistiť jeho hodnotu pre daný atóm, nájdite svoju prvú ionizačnú energiu. Toto je energia potrebná na to, aby sa atómový výboj stal jediným elektrónom.
   • Táto hodnota sa pravdepodobne dá nájsť v chemických referenčných materiáloch. Táto stránka obsahuje dobrú tabuľku, ktorú môžete použiť (nájdením ju posuňte nadol).
   • Povedzme napríklad, že chcete zistiť, aká je elektronická aktivita lítia (Li). V tabuľke na vyššie uvedenej stránke vidíme, že prvá ionizačná energia je ekvivalentná 520 kJ / mol.

2. 

   Zistite, aká je elektrónová afinita atómu. Jedná sa o meranie energie získanej pridaním elektrónu k atómu za vzniku záporného iónu. Toto je opäť niečo, čo by sa malo nájsť v referenčných materiáloch. Táto stránka obsahuje zdroje, ktoré môžu byť užitočné.
   • Elektronická afinita lítia je rovná 60 kJ mol.

3. 

   Vyriešte Mullikenovu rovnicu elektronegativity. Ak sa kJ / mol používa ako energetická jednotka, Mullikenova rovnica elektronegativity sa dá písať ako EN_Mulliken = (1,97 × 10) (E_ja + E_a) + 0,19, Vložte známe údaje do rovnice a nájdite hodnotu EN_Mulliken.
   • V našom príklade dosiahneme toto uznesenie:

     EN_Mulliken = (1,97 × 10) (E_ja + E_a) + 0,19

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

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

Tipy

• Okrem váh Pauling a Mulliken existujú aj ďalšie váhy elektronegativity, ako sú Allred-Rochow, Sanderson a Allen. Každá z nich má svoje vlastné rovnice na výpočet elektronegativity (a niektoré z nich môžu byť dosť zložité).
• electronegativity nemá mernú jednotku.