Kemiassa elektronegatiivisuus on mitta siitä, missä määrin atomi houkuttelee sidoksen elektroneja. Atomit, joilla on suuri elektronegatiivisuus, vetävät elektroneja voimakkaasti, kun taas alhaisen elektronegatiivisuuden omaavat atomit houkuttelevat elektroneja heikosti. Elektronegatiivisuusarvoja käytetään ennustamaan eri atomien käyttäytymistä, kun ne ovat sitoutuneet toisiinsa, mikä tekee siitä tärkeän peruskemian taidon.
Vaihe
Menetelmä 1/3: Sähkönegatiivisuuden perusteet
Vaihe 1. Ymmärrä, että kemialliset sidokset syntyvät, kun atomit jakavat elektroneja
Sähkömagneettisuuden ymmärtämiseksi on tärkeää ensin ymmärtää sidoksen merkitys. Millä tahansa molekyylin kahdella atomilla, jotka liittyvät toisiinsa molekyylikaaviossa, on sidoksia. Pohjimmiltaan tämä tarkoittaa sitä, että näillä kahdella atomilla on kahden elektronin poolit - kukin atomi edistää yhden atomin sitoutumista.
Tarkat syyt siihen, miksi atomit jakavat elektroneja ja sidoksia, eivät kuulu tämän artikkelin soveltamisalaan. Jos haluat oppia lisää, yritä lukea seuraavat artikkelit sidonnan perusteista tai muita artikkeleita
Vaihe 2. Ymmärrä, miten elektronegatiivisuus vaikuttaa sidoksen elektroneihin
Kun molempien atomien joukossa on kahden elektronin joukko, atomit eivät aina jaa tasapuolisesti. Kun yhdellä atomilla on suurempi elektronegatiivisuus kuin atomilla, johon se on sitoutunut, se houkuttelee sidoksen kaksi elektronia lähemmäs itseään. Atomit, joilla on suuri elektronegatiivisuus, voivat houkutella elektroneja sidoksen puolelle ja jakaa ne kaikkien muiden atomien kanssa.
Esimerkiksi NaCl (natriumkloridi) -molekyylissä kloridiatomilla on melko korkea elektronegatiivisuus ja natriumilla on melko alhainen elektronegatiivisuus. Siten elektronit vetävät puoleensa lähellä kloridia ja pysy kaukana natriumista.
Vaihe 3. Käytä viitteenä elektronegatiivisuustaulukkoa
Elementtien elektronegatiivisuustaulukossa on elementit järjestetty täsmälleen jaksollisen taulukon mukaisesti, paitsi että jokainen atomi on merkitty omalla elektronegatiivisuudellaan. Nämä taulukot löytyvät useista kemian oppikirjoista ja tekniikan artikkeleista sekä verkossa.
Tämä on linkki erittäin hyvään elektronegatiivisuustaulukkoon. Huomaa, että tässä taulukossa käytetään yleisimmin käytettyä Paulingin elektronegatiivisuusasteikkoa. On kuitenkin muitakin tapoja mitata elektronegatiivisuutta, joista yksi on esitetty alla
Vaihe 4. Pidä mielessä elektronegatiivisuustrendit, jotta voit arvioida helposti
Jos sinulla ei vielä ole kätevää elektronegatiivisuustaulukkoa, voit silti arvioida atomin elektronegatiivisuuden sen sijainnin perusteella säännöllisessä jaksollisessa taulukossa. Yleisenä sääntönä:
- Atomin elektronegatiivisuus kasvaa pitkä mitä enemmän siirryt oikein jaksollisessa taulukossa.
- Atomin elektronegatiivisuus kasvaa pitkä mitä enemmän liikut ratsastaa jaksollisessa taulukossa.
- Siten oikealla ylhäällä olevilla atomeilla on suurin elektronegatiivisuus ja alhaalla olevilla atomeilla pienimmät elektronegatiivisuudet.
- Esimerkiksi yllä olevassa NaCl -esimerkissä voit kertoa, että kloorilla on suurempi elektronegatiivisuus kuin natriumilla, koska kloori on melkein oikeassa yläkulmassa. Toisaalta natrium on kaukana vasemmalla, joten se on yksi alhaisimmista atomitasoista.
Menetelmä 2/3: Sidosten löytäminen sähkönegatiivisuuden avulla
Vaihe 1. Etsi kahden atomin välinen ero elektronegatiivisuudessa
Kun kaksi atomia on sitoutunut, näiden kahden elektronegatiivisuuden välinen ero voi kertoa niiden välisen sidoksen laadusta. Vähennä pienempi elektronegatiivisuus suuremmasta eron löytämiseksi.
Jos esimerkiksi tarkastelemme HF -molekyyliä, vähennämme vedyn (2, 1) elektronegatiivisuuden fluorista (4, 0). 4, 0-2, 1 = 1, 9
Vaihe 2. Jos ero on alle 0,5, sidos on ei-polaarinen kovalentti
Tässä sidoksessa elektronit ovat melko jaettuja. Tämä sidos ei muodosta molekyyliä, jolla on suuri varausero kahden atomin välillä. Ei-polaarisia joukkovelkakirjoja on yleensä erittäin vaikea murtaa.
Esimerkiksi O. -molekyyli2 on tämäntyyppinen sidos. Koska molemmilla hapeilla on sama elektronegatiivisuus, ero niiden elektronegatiivisuuksien välillä on 0.
Vaihe 3. Jos ero on 0,5-1,6, sidos on polaarinen kovalentti
Tässä sidoksessa on enemmän elektroneja yhdessä atomissa. Tämä tekee molekyylistä hieman negatiivisemman atomin päässä, jossa on enemmän elektroneja, ja hieman positiivisemmasta atomin päässä, jossa on vähemmän elektroneja. Näiden sidosten varauksen epätasapaino sallii molekyylien osallistua tiettyihin erityisreaktioihin.
Hyvä esimerkki tästä sidoksesta on H. -molekyyli2O (vesi). O on elektronegatiivisempi kuin kaksi H: tä, joten O: ssa on enemmän elektroneja ja se tekee koko molekyylin osittain negatiiviseksi O -päässä ja osittain positiiviseksi H -päässä.
Vaihe 4. Jos ero on yli 2,0, sidos on ioninen
Tässä sidoksessa kaikki elektronit ovat sidoksen toisessa päässä. Mitä enemmän elektronegatiivinen atomi saa negatiivisen varauksen ja mitä vähemmän elektronegatiivinen atomi saa positiivisen varauksen. Tällaiset sidokset mahdollistavat atomien reagoida hyvin muiden atomien kanssa ja jopa erottaa toisistaan polaarisilla atomeilla.
Esimerkki tästä sidoksesta on NaCl (natriumkloridi). Kloori on niin elektronegatiivinen, että se houkuttelee molemmat sidoksen elektronit itseään kohti ja jättää natriumille positiivisen varauksen
Vaihe 5. Jos ero on välillä 1,6-2, 0, etsi metalli
Jos on metalli sidoksessa, side on ioninen. Jos on vain ei-metalleja, sidos on napainen kovalentti
- Metallit käsittävät suurimman osan jaksollisen taulukon vasemmalla ja keskellä olevista atomeista. Tällä sivulla on taulukko, joka näyttää metallit.
- HF -esimerkki ylhäältä sisältyy tähän solmioon. Koska H ja F eivät ole metalleja, niillä on sidoksia napainen kovalentti.
Tapa 3/3: Mulliken -elektronegatiivisuuden löytäminen
Vaihe 1. Etsi atomisi ensimmäinen ionisaatioenergia
Mullikenin elektronegatiivisuus eroaa hieman Paulingin taulukossa käytetystä sähkönegatiivisuuden mittausmenetelmästä. Jos haluat löytää Mullikenin elektronegatiivisuuden tietylle atomille, etsi atomin ensimmäinen ionisaatioenergia. Tämä on energia, joka tarvitaan, jotta atomi luopuu yhdestä elektronista.
- Tätä sinun on ehkä etsittävä kemian vertailumateriaaleista. Tällä sivustolla on hyvä taulukko, jota haluat ehkä käyttää (selaa alaspäin löytääksesi sen).
- Oletetaan esimerkiksi, että etsimme litiumin (Li) elektronegatiivisuutta. Yllä olevan taulukon taulukosta näemme, että ensimmäinen ionisaatioenergia on 520 kJ/mol.
Vaihe 2. Etsi atomin elektroni -affiniteetti
Affiniteetti on energian mittaus, joka saadaan, kun elektroni lisätään atomiin negatiivisen ionin muodostamiseksi. Jälleen tämä on asia, jota sinun pitäisi etsiä vertailumateriaaleista. Tällä sivustolla on resursseja, joita haluat ehkä etsiä.
Litiumin elektroni -affiniteetti on 60 KJ mol-1.
Vaihe 3. Ratkaise Mullikenin elektronegatiivisuusyhtälö
Kun käytät kJ/mol energian yksikönä, Mullikenin elektronegatiivisuuden yhtälö on FIMulliken = (1, 97×10−3) (E.i+Eea) + 0, 19. Liitä arvosi yhtälöön ja ratkaise ENMulliken.
-
Esimerkissämme ratkaisemme sen seuraavasti:
-
- FIMulliken = (1, 97×10−3) (E.i+Eea) + 0, 19
- FIMulliken = (1, 97×10−3)(520 + 60) + 0, 19
- FIMulliken = 1, 143 + 0, 19 = 1, 333
-
Vinkkejä
- Paulingin ja Mullikenin asteikon lisäksi muita elektronegatiivisuusasteikkoja ovat Allred -Rochow -asteikko, Sandersonin asteikko ja Allen -asteikko. Kaikilla näillä asteikoilla on omat yhtälönsä elektronegatiivisuuden laskemiseksi (jotkut näistä yhtälöistä voivat muuttua melko monimutkaisiksi).
- Elektronegatiivisuudella ei ole yksiköitä.
