Saturs

• Soļi
• 1. metode no 3: Pamati
• 2. metode no 3: Saites veida noteikšana pēc elektronegativitātes
• 3. metode no 3: Mulliken elektronegativitātes aprēķināšana
• Padomi

Ķīmijā elektronegativitāte ir atomu spēja piesaistīt tiem elektronus no citiem atomiem. Atoms ar augstu elektronegativitāti spēcīgi piesaista elektronus, un atoms ar zemu elektronegativitāti vāji piesaista elektronus. Elektronegativitātes vērtības tiek izmantotas, lai prognozētu dažādu atomu uzvedību ķīmiskajos savienojumos.

Soļi

1. metode no 3: Pamati

1. 1 Ķīmiskās saites. Šādas saites rodas, kad atomu elektroni mijiedarbojas viens ar otru, tas ir, divi elektroni (viens no katra atoma) kļūst kopīgi.
   • Elektronu mijiedarbības iemeslu apraksts atomos ir ārpus šī raksta darbības jomas.Lai iegūtu plašāku informāciju par šo tēmu, izlasiet, piemēram, šo rakstu.
2. 2 Elektronegativitātes ietekme. Kad divi atomi piesaista viens otra elektronus, pievilkšanās spēks nav vienāds. Atoms ar lielāku elektronegativitāti spēcīgāk piesaista divus elektronus. Atoms ar ļoti augstu elektronegativitāti piesaista elektronus ar tādu spēku, ka mēs vairs nerunājam par kopīgiem elektroniem.
   • Piemēram, NaCl molekulā (nātrija hlorīds, parastais sāls) hlora atomam ir diezgan augsta elektronegativitāte, un nātrija atoms ir diezgan zems. Tātad elektroni piesaista hlora atoms un atvairīt nātrija atomus.
3. 3 Elektronegativitātes tabula. Šajā tabulā ir iekļauti ķīmiskie elementi, kas sakārtoti tāpat kā periodiskajā tabulā, bet katram elementam ir norādīta tā atomu elektronegativitāte. Šādu tabulu var atrast ķīmijas mācību grāmatās, uzziņu materiālos un tīmeklī.
   • Šeit jūs atradīsit lielisku elektronegativitātes tabulu. Ņemiet vērā, ka tiek izmantota Paulinga elektronegativitātes skala, kas ir visizplatītākā. Tomēr ir arī citi veidi, kā aprēķināt elektronegativitāti, no kuriem viens tiks aplūkots turpmāk.
4. 4 Elektronegativitātes tendences. Ja jums nav elektronegativitātes tabulas, varat novērtēt atoma elektronegativitāti pēc elementa atrašanās vietas periodiskajā tabulā.
   • Kā pa labi elements atrodas, vairāk tā atoma elektronegativitāte.
   • Kā augstāk elements atrodas, vairāk tā atoma elektronegativitāte.
   • Tādējādi elementu atomiem, kas atrodas periodiskās tabulas augšējā labajā stūrī, ir visaugstākā elektronegativitāte, un elementu atomiem, kas atrodas apakšējā kreisajā stūrī, ir viszemākā.
   • Mūsu NaCl piemērā mēs varam teikt, ka hloram ir lielāka elektronegativitāte nekā nātrijam, jo ​​hlors atrodas pa labi no nātrija.

2. metode no 3: Saites veida noteikšana pēc elektronegativitātes

1. 1 Aprēķiniet atšķirību starp divu atomu elektronegativitāti, lai saprastu saites īpašības starp tiem. Lai to izdarītu, atņemiet mazāko elektronegativitāti no lielākās.
   • Piemēram, apsveriet HF molekulu. Atņem ūdeņraža elektronegativitāti (2.1) no fluora (4.0) elektronegativitātes: 4.0 - 2.1 = 1,9.
2. 2 Ja starpība ir mazāka par 0,5, tad saite ir kovalenta nepolāra, kurā elektroni tiek piesaistīti gandrīz ar tādu pašu spēku. Šādas saites veidojas starp diviem identiskiem atomiem. Nepolārus savienojumus parasti ir ļoti grūti pārraut. Tas ir tāpēc, ka atomiem ir kopīgi elektroni, kas padara to saiti stabilu. Lai to iznīcinātu, nepieciešams daudz enerģijas.
   • Piemēram, molekula O₂ ir šāda veida savienojums. Tā kā diviem skābekļa atomiem ir vienāda elektronegativitāte, atšķirība starp tiem ir 0.
3. 3 Ja atšķirība ir robežās no 0,5 līdz 1,6, tad saite ir kovalenta polāra. Šajā gadījumā viens no diviem atomiem spēcīgāk piesaista elektronus un tāpēc iegūst daļēju negatīvu lādiņu, bet otrs - daļēju pozitīvu lādiņu. Šī lādiņa nelīdzsvarotība ļauj molekulai piedalīties noteiktās reakcijās.
   • Piemēram, molekula H₂O (ūdenim) ir šāda veida saite. O atoms ir vairāk elektronegatīvs nekā divi H atomi, tāpēc skābeklis spēcīgāk piesaista elektronus un iegūst daļēju negatīvu lādiņu, bet ūdeņradis - daļēju pozitīvu lādiņu.
4. 4 Ja starpība ir lielāka par 2,0, tad saite ir jonu. Šī ir saite, kurā kopējais elektronu pāris pārsvarā iet uz atomu ar lielāku elektronegativitāti, kas iegūst negatīvu lādiņu, un atoms ar zemāku elektronegativitāti iegūst pozitīvu lādiņu. Molekulas ar šādām saitēm labi reaģē ar citiem atomiem un pat polārie atomi var tās iznīcināt.
   • Piemēram, NaCl (nātrija hlorīda) molekulā ir šāda veida saite.Hlora atoms ir tik elektronegatīvs, ka tas pievelk sevī abus elektronus un iegūst negatīvu lādiņu, un nātrija atoms iegūst pozitīvu lādiņu.
   • NaCl var iznīcināt polāra molekula, piemēram, H2O (ūdens). Ūdens molekulā ūdeņraža puse molekulā ir pozitīva, bet skābekļa puse - negatīva. Ja jūs sajaucat sāli ar ūdeni, ūdens molekulas sadala sāls molekulas, izraisot tā izšķīšanu.
5. 5 Ja atšķirība ir starp 1,6 un 2,0, pārbaudiet, vai nav metāla. Ja molekulā ir metāla atoms, tad saite ir jonu. Ja molekulā nav metāla atomu, tad saite ir polāra kovalenta.
   • Metāli atrodas periodiskās tabulas kreisajā pusē un centrā. Šajā tabulā ir izcelti metāli.
   • Mūsu HF piemērā atšķirība starp elektronegativitāti ietilpst šajā diapazonā. Tā kā H un F nav metāli, saite polārs kovalents.

3. metode no 3: Mulliken elektronegativitātes aprēķināšana

1. 1 Atrodiet atoma pirmo jonizācijas enerģiju. Mulliken elektronegativitātes skala nedaudz atšķiras no iepriekš minētās Paulinga skalas. Pirmā jonizācijas enerģija ir nepieciešama viena atoma noņemšanai no elektrona.
   • Šādas enerģijas nozīmi var atrast ķīmijas uzziņu grāmatās vai tīklā, piemēram, šeit.
   • Piemēram, atradīsim litija (Li) elektronegativitāti. Tā pirmā jonizācijas enerģija ir 520 kJ / mol.
2. 2 Atrodiet elektrona afinitātes enerģiju. Šī ir enerģija, kas izdalās elektrona pievienošanas procesā atomam. Šādas enerģijas nozīmi var atrast ķīmijas uzziņu grāmatās vai tīklā, piemēram, šeit.
   • Litija elektronu afinitātes enerģija ir 60 kJ / mol.
3. 3 Izmantojiet Mullikena elektronegativitātes vienādojumu:RU_Mulliken = (1,97 × 10) (E_i+ E_ea) + 0,19.
   • Mūsu piemērā:

     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

Padomi

• Papildus Paulinga un Mullikena skalai ir elektronegativitātes skalas saskaņā ar Allred-Rochow, Sanderson, Allen. Viņiem visiem ir savas formulas elektronegativitātes aprēķināšanai (dažas no tām ir diezgan sarežģītas).
• Elektronegativitātei nav mērvienību.