Innehåll

• Steg
• tips

I kemi, elektronnegativitet det är ett mått på attraktionen som en atom utövar på elektroner i en bindning. En atom med hög elektronegativitet lockar till sig elektroner med stor intensitet, medan en atom med låg elektronegativitet gör det med liten intensitet. Dessa värden används för att förutsäga hur olika atomer kommer att bete sig när de är bundna till varandra, vilket gör detta ämne till en viktig färdighet i grundläggande kemi.

Steg

Metod 1 av 3: Grundläggande begrepp om elektronegativitet

1. 

   Förstå att kemiska bindningar inträffar när atomer delar elektroner. För att förstå elektronegativitet är det viktigt att först förstå vad en "länk" är. Alla två atomer i en molekyl som "är anslutna" till varandra i ett molekyldiagram sägs ha en bindning mellan dem. I huvudsak betyder det att de delar en uppsättning av två elektroner - varje atom bidrar med en atom till bindningen.
   • De exakta skälen till varför atomer delar elektroner och binds samman motsvarar inte fokusen i denna artikel. Om du vill lära dig mer, sök på internet efter de grundläggande begreppen kemiska bindningar.

2. 

   
   
   Förstå hur elektronegativitet påverkar elektroner som finns i bindningen. När två atomer delar en uppsättning av två elektroner i en bindning, finns det inte alltid en lika delning mellan de två. När en av dem har en högre elektronegativitet än den atom till vilken den är bunden, för den de två elektronerna närmare sig själva. En atom med mycket hög elektronegativitet kan dra elektronerna till sin sida i bindningen och nästan avbryta delningen med den andra.
   • Till exempel har kloratomen i NaCl (natriumklorid) molekylen en hög elektronegativitet och natrium, en låg elektronegativitet. Snart dras elektronerna mot klor och borta från natrium.

3. 

   
   
   Använd en elektronegativitetstabell som referens. Elektronegativitetstabellen presenterar elementen som är ordnade exakt som det periodiska bordet, men med varje atom märkt med dess elektronegativitet. De finns i flera kemböcker, i tekniska artiklar och även på internet.
   • Här är ett utmärkt elektroniskt bord. Observera att den använder Pauling-elektronegativitetsskalan, som är vanligare. Det finns emellertid andra sätt att mäta elektronegativitet, varav ett kommer att visas nedan.

4. 

   
   
   Kom ihåg elektronegativitetstrender för att göra uppskattningar enkelt. Om du inte har en elektronegativitetstabell till hands är det fortfarande möjligt att uppskatta detta värde baserat på din plats i den periodiska tabellen. Som en generell regel:
   • Elektronegativiteten hos en atom ökar när du flyttar till rätt i det periodiska systemet.
   • Elektronegativiteten hos en atom ökar när du flyttar till upp i det periodiska systemet.
   • Därför har atomerna i det övre högra hörnet de högsta elektronegativitetsvärdena och de i det nedre vänstra hörnet har det lägsta.
   • I det föregående NaCl-exemplet kan du till exempel bestämma att klor har en högre elektronegativitet än natrium eftersom det är nästan högst till höger. Å andra sidan är natrium långt till vänster om bordet, vilket gör det till en av de minst värdefulla atomerna.

Metod 2 av 3: Hitta anslutningar med elektronegativitet

1. 

   Hitta skillnaden i elektronegativitet mellan de två atomerna. När två atomer är kopplade samman avslöjar skillnaden mellan deras elektronegativitetsvärden mycket om kvaliteten på den bindningen. Dra det minsta värdet från det största för att hitta skillnaden.
   • Om vi ​​till exempel tittar på HF-molekylen kommer vi att subtrahera elektronegativitetsvärdet för väte (2.1) från det för fluor (4.0). 4,0 - 2,1 = 1,9.

2. 

   Om skillnaden är under 0,5 är bindningen kovalent och icke-polär. Här delas elektroner i nästan lika stor mått. Dessa bindningar bildar inte molekyler med stora skillnader i laddning i någon ände. Polära obligationer är ofta mycket svåra att bryta.
   • Till exempel molekylen O₂ presenterar den här typen av anslutning. Eftersom de två syremolekylerna har samma elektronegativitet är skillnaden mellan dem lika med 0.

3. 

   Om skillnaden är mellan 0,5 och 1,6 är bindningen kovalent och polär. Dessa bindningar har mer elektron i en ände än i den andra änden. Detta gör molekylen lite mer negativ i slutet med fler elektroner och lite mer positiv i slutet utan dem. Laddningsobalansen i dessa bindningar tillåter molekyler att delta i vissa specifika reaktioner.
   • Ett bra exempel på detta är H-molekylen₂O (vatten). O är mer elektronegativt än två H: er, så det håller elektronerna närmare och gör hela molekylen delvis negativ vid O-änden och delvis positiv vid H-ändarna.

4. 

   Om skillnaden är större än 2 är bindningen jonisk. I dessa bindningar är elektronerna placerade helt i ena änden. Den mest elektronegativa atomen får en negativ laddning och den minst elektronegativa atomen får en positiv laddning. Denna typ av bindning tillåter atomerna att reagera med andra atomer eller vidare separeras med polära atomer.
   • Ett exempel på detta är NaCl (natriumklorid). Klor är så elektroniskt negativt att det drar båda elektronerna från bindningen mot varandra och lämnar natrium med en positiv laddning.

5. 

   Om skillnaden är mellan 1,6 och 2, leta efter en metall. Om där en metall som finns i bindningen, detta indikerar att det är det jonisk. Om det finns andra icke-metaller är bindningen polärt kovalent.
   • Metaller inkluderar de flesta atomerna till vänster och i mitten av det periodiska systemet. Den här sidan har en tabell som visar vilka element som är metaller.
   • Vårt tidigare HF-exempel faller in i den gruppen. Eftersom H och F inte är metaller kommer bindningen att vara polärt kovalent.

Metod 3 av 3: Upptäck Mulliken Elektronegativitet

1. 

   Hitta din första joniseringsenergi i din atom. Mulliken-elektronegativiteten består av en mätmetod som är något annorlunda än den som finns i Pauling-tabellen ovan. För att hitta dess värde för en given atom, hitta din första joniseringsenergi. Detta är den energi som krävs för att få atomutladdningen till en enda elektron.
   • Detta värde kan antagligen hittas i kemiska referensmaterial. Den här sidan har en bra tabell som du kan använda (bläddra ner för att hitta den).
   • Som ett exempel, låt oss säga att du vill ta reda på vad som är elektronegativiteten hos litium (Li). I tabellen på sidan ovan kan vi se att den första joniseringsenergin motsvarar 520 kJ / mol.

2. 

   Ta reda på vad atomens affinitet är. Detta är ett mått på den energi som erhålls när en elektron tillförs atomen för att bilda en negativ jon. Återigen är detta något som bör hittas i referensmaterial. Den här sidan har resurser som kan vara användbara.
   • Litiums elektroniska affinitet är lika med 60 kJ mol.

3. 

   Lös Mullikens elektronegativitetsekvation. När man använder kJ / mol som energienhet kan Mullikens elektronegativitetsekvation skrivas som EN_Mulliken = (1,97 × 10) (E_jag + E_{och den}) + 0,19. Sätt i kända data i ekvationen och hitta värdet på EN_Mulliken.
   • I vårt exempel kommer vi till följande upplösning:

     EN_Mulliken = (1,97 × 10) (E_jag + E_{och den}) + 0,19

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

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

tips

• Förutom Pauling- och Mulliken-skalorna finns det andra elektronegativitetsskalor, såsom Allred-Rochow, Sanderson och Allen. Var och en av dem har sina egna ekvationer för att beräkna elektronegativitet (och några av dem kan vara ganska komplicerade).
• Elektronnegativitet har inte en måttenhet.