Innhold

• Fremgangsmåte
• Råd

I kjemi, elektronegativitet er enheten for å måle tiltrekningen av et atom til elektronet i kjemisk binding. Atomer med høy elektronegativitet vil tiltrekke seg elektroner med sterk kraft, mens atomer med lav elektronegativitet vil tiltrekke seg elektroner med svak kraft. Elektronegativitetsverdier brukes til å forutsi evnen til å danne kjemiske bindinger mellom atomer, så dette er en viktig ferdighet i grunnleggende kjemi.

Fremgangsmåte

Metode 1 av 3: Grunnleggende kunnskap om elektronegativitet

1. 

   Kjemisk binding oppstår når atomer deler elektroner. For å forstå elektronegativitet må du først forstå hva "binding" er. Eventuelle to atomer som er "koblet" sammen i molekylstrukturen vil ha en binding mellom seg, det vil si at de deler et par elektroner, og hvert atom bidrar med et elektron til den bindingen.
   • Denne artikkelen dekker ikke den eksakte årsaken Hvorfor atomer deler elektroner og har et bånd mellom seg. Hvis du vil lære mer, kan du lese denne artikkelen om kjemisk binding eller wikiHows artikkel om hvordan man studerer kjemiske bindingsegenskaper.

2. 

   
   
   Hvordan påvirker elektronegativitet elektroner i bindingen? Når to atomer deler det samme elektronparet i binding, er ikke denne delingen alltid i likevekt. Når det ene atomet har en høyere elektronegativitet enn det andre, trekker det de to elektronene i båndet nærmere seg. Et atom har en veldig høy elektronegativitet som kan trekke elektroner mot det nesten helt, og knapt dele elektroner med det andre atomet.
   • For eksempel, i NaCl (natriumklorid) -molekylet, har kloratomet en relativt høy elektronegativitet, og natriumatomet har en relativt lav elektronegativitet. Derfor trekkes elektronene mot kloratomet og vekk fra natriumatomer.

3. 

   
   
   Bruk elektronegativitetstabellen som referanse. På elektronegativitetstabellen er de kjemiske elementene ordnet nøyaktig som i det periodiske systemet, men elektronegativitet registreres på hvert atom. Dette diagrammet er trykt i mange kjemiske lærebøker, teknisk litteratur eller på internett.
   • Dette er forbindelsen som fører til elektronegativitetskontrollen. Merk at denne tabellen bruker Pauling-skalaen, som er den vanligste elektronegativitetsskalaen. Imidlertid er det andre måter å måle elektronegativitet på, og en av dem vil bli beskrevet nedenfor.

4. 

   
   
   Atomene er ordnet i elektronegativitet for enkel estimering. Hvis du ikke har et elektronegativitetsdiagram, kan du estimere et atoms elektronegativitet basert på dets posisjon på et vanlig kjemisk periodisk bord. Som en generell regel:
   • Elektronegativitet av atomet gradvis høyere når du går videre den rette periodiske tabell.
   • Elektronegativitet av atomet gradvis høyere når du beveger deg gå opp periodiske tabell.
   • Derfor har atomene i øvre høyre hjørne den høyeste elektronegativiteten, og atomene i nedre venstre hjørne har den laveste elektronegativiteten.
   • I NaCl-eksemplet ovenfor kan du fortelle at klor har en høyere elektronegativitet enn natrium, fordi det er veldig nær øvre høyre hjørne av det periodiske systemet. Derimot er natrium langt til venstre, så det tilhører gruppen av atomer med lav elektronegativitet.
   annonse

Metode 2 av 3: Bestem bindingstypen ved elektronegativitet

1. 

   Finn ut elektronegativitetsforskjellen mellom to atomer. Når to atomer er bundet, kan forskjellen i elektronegativitet mellom de to atomene fortelle deg egenskapene til den bindingen. Trekk den lille elektronegativiteten fra den lille elektronegativiteten for å finne forskjellen.
   • Når vi tar HF-molekylet som et eksempel, trekker vi elektronegativiteten til fluor (4,0) for hydrogenegronegativiteten (2,1). 4,0 - 2,1 = 1,9.

2. 

   Hvis forskjellen i elektronegativitet er mindre enn ca. 0,5, er bindingen en ikke-polær kovalent binding, der elektroner deles nesten likt. Denne typen binding danner ikke et molekyl med stor forskjell i ladning mellom endene av bindingen. Ikke-polare bindinger er ofte vanskelige å bryte.
   • For eksempel molekyl O₂ har denne typen lenke. Siden de to oksygenatomene har samme elektronegativitet, er forskjellen på null.

3. 

   Hvis elektronegativitetsforskjellen er mellom 0,5-1,6, er bindingen en polær kovalent binding. Disse bindingene har flere elektroner i den ene enden enn den andre. Dette fører til at molekylet har en litt større negativ ladning på enden av elektronet, og et litt større netto av positiv ladning i den andre enden. Ladningsubalansen i bindingen lar molekylet delta i en rekke spesielle reaksjoner.
   • Molekylær H₂O (vann) er et godt eksempel på dette. O-atomet har større elektronegativitet enn to H-atomer, så det holder elektroner tettere, og får hele molekylet til å bære noen negativ ladning i O-enden og deles positivt på H-enden.

4. 

   Hvis forskjellen i elektronegativitet er større enn 2,0, er bindingen en ionebinding. I denne bindingen er elektronene plassert helt i den ene enden av bindingen. Atomer med større elektronegativitet har en negativ ladning, og atomer med en mindre elektronegativitet har en positiv ladning. Denne typen binding gjør at atomet i det reagerer godt med andre atomer, og til og med skilles med polare atomer.
   • Et eksempel er BaCl-molekylet (natriumklorid). Kloratomet har så stor negativ ladning at det trekker begge elektronene helt mot seg, noe som får natrium til å bli positivt ladet.

5. 

   Hvis elektronegativitetsforskjellen er mellom 1,6-2,0, sjekk metallelementet. Hvis ha et metallelement i bindingen er bindingen ioner. Hvis det ikke er metalliske elementer, er det liming polar kovalent.
   • Metallelementer inkluderer de fleste elementene til venstre og midten av det periodiske systemet. Denne siden har en tabell som viser hvilke elementer som er metalliske.
   • Ovennevnte HF-eksempel er i dette området. Siden H og F ikke er metaller, er de bundet polar kovalent.
   annonse

Metode 3 av 3: Finn elektronegativiteten i henhold til Mulliken

1. 

   Finn den første ioniserende energien til atomet. Elektronegativitet ifølge Mulliken er en metode for å måle elektronegativitet litt forskjellig fra Pauling-skalaen nevnt ovenfor. For å finne Mulliken elektronegativitet for et gitt atom, finn den første ioniserende energien. Dette er energien som kreves for at atomet gir bort et elektron.
   • Du må kanskje slå opp dette i kjemiske referanser. Denne siden gir en oppslagstabell som du kan bruke (bla ned for å se).
   • Anta for eksempel at vi må finne elektronegativiteten til litium (Li). Ser vi på tabellen på siden ovenfor, ser vi at den første ioniseringsenergien er 520 kJ / mol.

2. 

   Finn den elektroniske tilhørigheten til atomet. Dette er et mål på energien som oppnås når et atom mottar et elektron for å danne et negativt ion. Du må også slå opp denne parameteren i kjemiske referanser. Dette nettstedet har læringsressurser du bør se etter.
   • Litiums elektroniske tilhørighet er 60 kJ mol.

3. 

   Løs ligninger av elektronegativitet ifølge Mulliken. Når du bruker kJ / mol for energi, er elektronegativitetsligningen ifølge Mulliken EN_Mulliken = (1,97 × 10) (E._Jeg+ E_ea) + 0,19. Plugg verdiene inn i ligningen og løs for EN_Mulliken.
   • I dette eksemplet vil vi løse følgende:

     EN_Mulliken = (1,97 × 10) (E._Jeg+ E_ea) + 0,19

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

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

   annonse

Råd

• I tillegg til Pauling- og Mulliken-skalaene, er noen andre elektronegativitetsskalaer Allred - Rochow, Sanderson og Allen. Alle disse skalaene har sine egne ligninger for å beregne elektronegativitet (et ganske komplisert tall).
• Elektronegativitet ingen enhet.