Saturs

• Soļi
• Padoms

Ķīmijā elektronegativitāte ir vienība, ar kuru mēra atoma piesaisti elektronam ķīmiskajā saitē. Atomi ar augstu elektronegativitāti piesaistīs elektronus ar spēcīgu spēku, savukārt atomi ar zemu elektronegativitāti piesaistīs elektronus ar vāju spēku. Elektronegativitātes vērtības tiek izmantotas, lai prognozētu spēju veidot ķīmiskās saites starp atomiem, tāpēc tā ir svarīga ķīmijas pamatprasme.

Soļi

1. metode no 3: pamatzināšanas par elektronegativitāti

1. 

   Ķīmiskā saite rodas, kad atomiem ir kopīgi elektroni. Lai saprastu elektronegativitāti, vispirms ir jāsaprot, kas ir "saistīšanās". Jebkuriem diviem atomiem, kas ir "savienoti" kopā molekulārajā struktūrā, būs saikne starp tiem, tas nozīmē, ka viņiem ir kopīgi elektronu pāri un katrs atoms šajā saitē veicina vienu elektronu.
   • Šajā rakstā nav ietverts precīzs iemesls kāpēc atomiem ir kopīgi elektroni, un starp tiem ir saite. Ja vēlaties uzzināt vairāk, izlasiet šo rakstu par ķīmisko savienošanu vai wikiHow rakstu par to, kā izpētīt ķīmisko saišu īpašības.

2. 

   
   
   Kā elektronegativitāte ietekmē saites elektronus? Kad diviem atomiem ir viens un tas pats elektronu pāris, šī daļa ne vienmēr ir līdzsvarā. Kad vienam atomam ir lielāka elektronegativitāte nekā otram, tas pievilina divus saitē esošos elektronus tam tuvāk. Atomam ir ļoti augsta elektronegativitāte, kas gandrīz pilnībā var vilkt elektronus uz to un gandrīz nedalās ar citiem atomiem.
   • Piemēram, NaCl (nātrija hlorīda) molekulā hlora atomam ir salīdzinoši augsta elektronegativitāte un nātrija atomam ir salīdzinoši zema elektronegativitāte. Tādējādi elektronus velk virzienā uz hlora atomu un prom no nātrija atomiem.

3. 

   
   
   Izmantojiet elektronegativitātes tabulu atsaucei. Elektronegativitātes tabulā ķīmiskie elementi ir sakārtoti tieši tāpat kā periodiskajā tabulā, bet elektronegativitāte tiek reģistrēta katram atomam. Šī diagramma ir drukāta daudzās ķīmijas mācību grāmatās, tehniskajā literatūrā vai internetā.
   • Šis ir savienojums, kas noved pie elektronegativitātes pārbaudītāja. Ņemiet vērā, ka šajā tabulā tiek izmantota Paulinga skala, kas ir visizplatītākā elektronegativitātes skala. Tomēr ir arī citi veidi, kā izmērīt elektronegativitāti, un viens no tiem tiks izklāstīts turpmāk.

4. 

   
   
   Atomi ir sakārtoti elektronegativitātē, lai tos varētu viegli noteikt. Ja jums nav elektronegativitātes diagrammas, varat novērtēt atoma elektronegativitāti, pamatojoties uz tā stāvokli regulārajā ķīmiskajā periodiskajā tabulā. Parasti:
   • Atoma elektronegativitāte pakāpeniski augstāk kad jūs virzāties tālāk labā puse periodiskā tabula.
   • Atoma elektronegativitāte pakāpeniski augstāk kustoties ej augšā periodiskā tabula.
   • Tāpēc augšējā labajā stūrī esošajiem atomiem ir visaugstākā elektronegativitāte, un apakšējā kreisajā stūrī esošajiem atomiem ir viszemākā elektronegativitāte.
   • Iepriekš minētajā NaCl piemērā varat pateikt, ka hloram ir lielāka elektronegativitāte nekā nātrijam, jo ​​tas ir ļoti tuvu periodiskās tabulas augšējam labajam stūrim. Turpretī nātrijs atrodas tālu pa kreisi, tāpēc tas pieder pie zemu elektronegativitātes atomu grupas.
   reklāma

2. metode no 3: nosakiet saites tipu ar elektronegativitāti

1. 

   Uzziniet elektronegativitātes starpību starp diviem atomiem. Kad divi atomi ir savienoti, elektronegativitātes atšķirība starp abiem atomiem var pateikt šīs saites īpašības. Lai atrastu atšķirību, atņemiet mazo elektronegativitāti no mazās elektronegativitātes.
   • Ņemot par piemēru HF molekulu, mēs atņemsim fluora elektronegativitāti (4,0) ūdeņraža elektronegativitātei (2,1). 4,0 - 2,1 = 1,9.

2. 

   Ja elektronegativitātes starpība ir mazāka par aptuveni 0,5, tad saite ir nepolāra kovalentā saite, kurā elektroni ir sadalīti gandrīz vienādi. Šāda veida saite neveido molekulu ar lielu atšķirību starp saites galiem. Nepolāras saites bieži ir grūti pārraujamas.
   • Piemēram, molekula O₂ ir šāda veida saites. Tā kā abiem skābekļa atomiem ir vienāda elektronegativitāte, to atšķirība ir nulle.

3. 

   Ja elektronegativitātes starpība ir starp 0,5-1,6, tad saite ir polāra kovalenta saite. Šīm saitēm vienā galā ir vairāk elektronu nekā otrā. Tas izraisa molekulas nedaudz lielāku negatīvo lādiņu elektrona galā un nedaudz lielāku pozitīvā lādiņa otru galu. Lādiņa nelīdzsvarotība saitē ļauj molekulai piedalīties vairākās īpašās reakcijās.
   • Molekulārā H₂O (ūdens) ir lielisks piemērs tam. O atomam ir lielāka elektronegativitāte nekā diviem H atomiem, tāpēc tas stingrāk tur elektronus un liek visai molekulai veikt zināmu negatīvu lādiņu O galā un pozitīvi dalīties H galā.

4. 

   Ja elektronegativitātes starpība ir lielāka par 2,0, tad saite ir jonu saite. Šajā saitē elektroni pilnībā atrodas vienā saites galā. Atomiem ar lielāku elektronegativitāti ir negatīvs lādiņš, bet atomiem ar mazāku elektronegativitāti - pozitīvs lādiņš. Šis savienojuma veids ļauj tajā esošajam atomam labi reaģēt ar citiem atomiem un pat atdalīties ar polāriem atomiem.
   • Piemērs ir BaCl molekula (nātrija hlorīds). Hlora atomam ir tik liels negatīvs lādiņš, ka tas pilnībā pievelk abus elektronus pret sevi, izraisot nātrija pozitīvu uzlādi.

5. 

   Ja elektronegativitātes starpība ir starp 1,6-2,0, pārbaudiet metāla elementu. Ja ir metāla elements savienojumā ir saite joni. Ja nav metāla elementu, tas ir savienojums polārais kovalents.
   • Metāliskie elementi ietver lielāko daļu periodiskās tabulas kreisajā un vidū esošo elementu. Šajā lapā ir tabula, kas parāda, kuri elementi ir metāliski.
   • Iepriekš minētais HF piemērs ir šajā diapazonā. Tā kā H un F nav metāli, tie ir saistīti polārais kovalents.
   reklāma

3. metode no 3: atrodiet elektronegativitāti pēc Mullikena

1. 

   Atrodiet atoma pirmo jonizējošo enerģiju. Elektronegativitāte pēc Mullikena domām ir elektronegativitātes mērīšanas metode, kas nedaudz atšķiras no iepriekš minētās Paulinga skalas metodes. Lai atrastu Mullikena elektronegativitāti konkrētam atomam, atrodiet tā pirmo jonizējošo enerģiju. Šī ir enerģija, kas nepieciešama atomam, lai atdotu elektronu.
   • Iespējams, jums tas būs jāmeklē savās ķīmiskās atsaucēs. Šajā lapā ir pieejama uzmeklēšanas tabula, kuru varat izmantot (ritiniet uz leju, lai redzētu).
   • Piemēram, pieņemsim, ka mums jāatrod litija (Li) elektronegativitāte. Aplūkojot tabulu iepriekšējā lapā, mēs redzam, ka pirmā jonizācijas enerģija ir 520 kJ / mol.

2. 

   Atrodiet atoma elektronisko afinitāti. Tas ir enerģijas mērs, kas iegūts, kad atoms saņem elektronu, veidojot negatīvu jonu. Šis parametrs jums jāmeklē arī ķīmiskajās atsaucēs. Šajā vietnē ir mācību resursi, kurus jums vajadzētu meklēt.
   • Litija elektroniskā afinitāte ir 60 kJ mol.

3. 

   Atrisiniet elektriskā skaņas līmeņa vienādojumu pēc Mullikena. Ja enerģijai izmantojat kJ / mol, elektronegativitātes vienādojums pēc Mullikena ir EN_Mullikens = (1,97 × 10) (E_i+ E_ea) + 0,19. Pievienojiet vērtības vienādojumam un atrisiniet EN_Mullikens.
   • Šajā piemērā mēs atrisināsim:

     EN_Mullikens = (1,97 × 10) (E_i+ E_ea) + 0,19

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

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

   reklāma

Padoms

• Papildus Paulinga un Mullikena skalām Alredred ir arī dažas citas elektronegativitātes skalas - Ročova, Sandersona un Alena. Visām šīm skalām ir savi vienādojumi elektronegativitātes (diezgan sarežģīts skaitlis) aprēķināšanai.
• Elektronegativitāte nav vienības.