Turinys

• Žingsniai
• 1 metodas iš 3: pagrindai
• 2 metodas iš 3: Ryšio tipo nustatymas pagal elektronegatyvumą
• 3 iš 3 metodas: Mulliken elektronegatyvumo apskaičiavimas
• Patarimai

Chemijoje elektronegatyvumas yra atomų gebėjimas pritraukti elektronus iš kitų atomų į juos. Atomas, turintis didelį elektronegatyvumą, stipriai traukia elektronus, o mažas elektronegatyvumas - silpnai. Elektronegatyvumo vertės naudojamos prognozuojant įvairių atomų elgesį cheminiuose junginiuose.

Žingsniai

1 metodas iš 3: pagrindai

1. 1 Cheminiai ryšiai. Tokie ryšiai atsiranda, kai atomų elektronai sąveikauja tarpusavyje, tai yra, du elektronai (po vieną iš kiekvieno atomo) tampa bendri.
   • Šio straipsnio taikymo sritis neapima elektronų sąveikos atomuose priežasčių aprašymo.Norėdami gauti daugiau informacijos šia tema, skaitykite, pavyzdžiui, šį straipsnį.
2. 2 Elektronegatyvumo poveikis. Kai du atomai traukia vienas kito elektronus, traukos jėga nėra vienoda. Atomas, turintis didesnį elektronegatyvumą, stipriau traukia du elektronus. Atomas, turintis labai didelį elektronegatyvumą, traukia elektronus tokia jėga, kad jau nekalbame apie bendrus elektronus.
   • Pavyzdžiui, NaCl molekulėje (natrio chloridas, paprastoji druska) chloro atomas turi gana didelį elektronegatyvumą, o natrio atomas yra gana mažas. Taigi elektronai traukia chloro atomas ir atstumia natrio atomus.
3. 3 Elektronegatyvumo lentelė. Šioje lentelėje yra cheminių elementų, išdėstytų taip pat, kaip ir periodinėje lentelėje, tačiau kiekvienam elementui pateikiamas jo atomų elektronegatyvumas. Tokią lentelę galima rasti chemijos vadovėliuose, informacinėse medžiagose ir internete.
   • Čia rasite puikią elektronegatyvumo lentelę. Atkreipkite dėmesį, kad joje naudojama dažniausiai pasitaikanti Paulingo elektronegatyvumo skalė. Tačiau yra ir kitų būdų, kaip apskaičiuoti elektronegatyvumą, vienas iš jų bus aptartas toliau.
4. 4 Elektronegatyvumo tendencijos. Jei neturite elektronegatyvumo lentelės, galite įvertinti atomo elektronegatyvumą pagal elemento vietą periodinėje lentelėje.
   • Kaip į dešinę elementas yra, daugiau jo atomo elektronegatyvumas.
   • Kaip didesnis elementas yra, daugiau jo atomo elektronegatyvumas.
   • Taigi elementų atomai, esantys viršutiniame dešiniajame periodinės lentelės kampe, turi didžiausią elektronegatyvumą, o elementų atomai, esantys apatiniame kairiajame kampe, yra mažiausi.
   • Savo NaCl pavyzdyje galime pasakyti, kad chloras turi didesnį elektronegatyvumą nei natris, nes chloras yra dešinėje nuo natrio.

2 metodas iš 3: Ryšio tipo nustatymas pagal elektronegatyvumą

1. 1 Apskaičiuokite dviejų atomų elektronegatyvumo skirtumą, kad suprastumėte ryšį tarp jų. Norėdami tai padaryti, atimkite mažesnį elektronegatyvumą iš didesnio.
   • Pavyzdžiui, apsvarstykite HF molekulę. Iš fluoro (4.0) elektronegatyvumo atimkite vandenilio (2.1) elektronegatyvumą: 4.0 - 2.1 = 1,9.
2. 2 Jei skirtumas yra mažesnis nei 0,5, tada ryšys yra kovalentinis nepolinis, kuriame elektronai traukiami beveik vienodo stiprumo. Tokie ryšiai susidaro tarp dviejų vienodų atomų. Ne polinius ryšius paprastai labai sunku nutraukti. Taip yra todėl, kad atomai dalijasi elektronais, todėl jų ryšys tampa stabilus. Jai sunaikinti reikia daug energijos.
   • Pavyzdžiui, molekulė O₂ turi tokio tipo ryšį. Kadangi du deguonies atomai turi tą patį elektronegatyvumą, skirtumas tarp jų yra 0.
3. 3 Jei skirtumas yra nuo 0,5 iki 1,6, ryšys yra kovalentinis polinis. Šiuo atveju vienas iš dviejų atomų stipriau traukia elektronus ir todėl įgauna dalinį neigiamą krūvį, o kitas - dalinį teigiamą krūvį. Šis krūvio disbalansas leidžia molekulei dalyvauti tam tikrose reakcijose.
   • Pavyzdžiui, molekulė H₂O (vanduo) turi tokio tipo ryšį. O atomas yra labiau elektroneigiamas nei du H atomai, todėl deguonis stipriau traukia elektronus ir įgauna dalinį neigiamą krūvį, o vandenilis - dalinį teigiamą krūvį.
4. 4 Jei skirtumas yra didesnis nei 2,0, tada ryšys yra joninis. Tai jungtis, kurioje bendra elektronų pora daugiausia pereina į didesnio elektronegatyvumo atomą, kuris įgauna neigiamą krūvį, o atomas su mažesniu elektronegatyvumu įgyja teigiamą krūvį. Molekulės su tokiomis jungtimis gerai reaguoja su kitais atomais ir netgi gali būti sunaikintos polinių atomų.
   • Pavyzdžiui, NaCl (natrio chlorido) molekulė turi tokio tipo ryšį.Chloro atomas yra toks elektroneigiamas, kad traukia abu elektronus prie savęs ir įgauna neigiamą krūvį, o natrio atomas įgauna teigiamą krūvį.
   • NaCl gali sunaikinti polinė molekulė, tokia kaip H2O (vanduo). Vandens molekulėje vandenilio molekulės pusė yra teigiama, o deguonies pusė yra neigiama. Jei sumaišysite druską su vandeniu, vandens molekulės suskaido druskos molekules, todėl jos ištirps.
5. 5 Jei skirtumas yra tarp 1,6 ir 2,0, patikrinkite, ar nėra metalo. Jei molekulėje yra metalo atomas, tai ryšys yra joninis. Jei molekulėje nėra metalo atomų, tada ryšys yra polinis kovalentinis.
   • Metalai yra periodinės lentelės kairėje ir centre. Šioje lentelėje paryškinti metalai.
   • Mūsų HF pavyzdyje skirtumas tarp elektronegatyvumo patenka į šį diapazoną. Kadangi H ir F nėra metalai, ryšys poliarinis kovalentas.

3 iš 3 metodas: Mulliken elektronegatyvumo apskaičiavimas

1. 1 Raskite pirmąją atomo jonizacijos energiją. Mullikeno elektronegatyvumo skalė šiek tiek skiriasi nuo aukščiau paminėtos Paulingo skalės. Pirmoji jonizacijos energija reikalinga norint pašalinti vieną atomą iš elektrono.
   • Tokios energijos prasmę galima rasti chemijos žinynuose arba internete, pavyzdžiui, čia.
   • Pavyzdžiui, suraskime ličio (Li) elektronegatyvumą. Jo pirmoji jonizacijos energija yra 520 kJ / mol.
2. 2 Raskite afiniteto elektronui energiją. Tai energija, išsiskirianti prijungiant elektroną prie atomo. Tokios energijos prasmę galima rasti chemijos žinynuose arba internete, pavyzdžiui, čia.
   • Ličio elektronų afiniteto energija yra 60 kJ / mol.
3. 3 Naudokite Mullikeno elektronegatyvumo lygtį:RU_Mulliken = (1,97 × 10) (E._i+ E_ea) + 0,19.
   • Mūsų pavyzdyje:

     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

Patarimai

• Be Paulingo ir Mullikeno skalių, yra elektronegatyvumo skalių pagal Allred-Rochow, Sanderson, Allen. Visi jie turi savo elektronegatyvumo apskaičiavimo formules (kai kurios iš jų yra gana sudėtingos).
• Elektronegatyvumas neturi matavimo vienetų.