Turinys

• Žingsniai
• Patarimai

Chemijoje, elektronegatyvumas tai yra traukos, kurią atomas daro elektronuose esančiame ryšyje, matas. Atomas, pasižymintis dideliu elektronegatyvumu, pritraukia dideliu intensyvumu elektronus, tuo tarpu mažo elektronegatyvumo atomas tai padarys mažu intensyvumu. Šios vertės yra naudojamos numatyti, kaip skirtingi atomai elgsis susirišę vienas su kitu, todėl ši tema yra svarbus pagrindinės chemijos įgūdis.

Žingsniai

1 iš 3 metodas: Pagrindinės elektronegatyvumo sąvokos

1. 

   Supraskite, kad cheminiai ryšiai įvyksta, kai atomai dalijasi elektronais. Norint suprasti elektronegatyvumą, svarbu pirmiausia suprasti, kas yra „saitas“. Sakoma, kad bet kurie du molekulės atomai, „sujungti“ vienas su kitu pagal molekulinę schemą, turi ryšį tarp jų. Iš esmės tai reiškia, kad jie dalijasi dviejų elektronų rinkiniu - kiekvienas atomas sudaro atomą prie jungties.
   • Tikslios priežastys, kodėl atomai dalijasi elektronais ir jungiasi kartu, neatitinka šio straipsnio dėmesio. Jei norite sužinoti daugiau, ieškokite internete pagrindinių cheminių jungčių sąvokų.

2. 

   
   
   Supraskite, kaip elektronegatyvumas veikia jungtyje esančius elektronus. Kai du atomai dalijasi dviejų elektronų rinkinyje, ne visada jie pasiskirsto po lygiai. Kai vieno iš jų elektronegatyvumas yra didesnis nei atomo, prie kurio jis yra prijungtas, jis priartina du elektronus prie savęs. Atomas, turintis labai didelį elektronegatyvumą, gali traukti elektronus į savo pusę jungtyje, beveik atšaukdamas dalijimąsi su kitais.
   • Pavyzdžiui, NaCl (natrio chlorido) molekulėje chloro atomas turi aukštą elektronegatyvumą, o natris - žemą elektronegatyvumą. Netrukus elektronai bus ištraukti link chloro ir atokiau nuo natrio.

3. 

   
   
   Kaip atskaitą naudokite elektronegatyvumo lentelę. Elektronegatyvumo lentelėje pateikiami elementai, išdėstyti lygiai taip pat, kaip periodinė lentelė, tačiau kiekvienas atomas pažymėtas savo elektronegatyvumu. Jų galima rasti keliuose chemijos vadovėliuose, techniniuose straipsniuose ir internete.
   • Čia yra puiki elektronegatyvumo lentelė. Atminkite, kad ji naudoja Paulingo elektronegatyvumo skalę, kuri yra dažnesnė. Tačiau yra ir kitų būdų, kaip išmatuoti elektronegatyvumą, vienas iš jų bus parodytas žemiau.

4. 

   
   
   Prisiminkite elektronegatyvumo tendencijas, kad lengvai atliktumėte įvertinimus. Jei neturite po ranka elektronegatyvumo lentelės, šią vertę vis dar įmanoma įvertinti remiantis jūsų buvimo vieta periodinėje lentelėje. Kaip pagrindinė taisyklė:
   • Atomo elektronegatyvumas dideja kaip jūs judate į teisingai periodinėje lentelėje.
   • Atomo elektronegatyvumas dideja kaip jūs judate aukštyn periodinėje lentelėje.
   • Todėl atomai viršutiniame dešiniajame kampe turi aukščiausias elektronegatyvumo reikšmes, o apatiniame kairiajame kampe - mažiausius.
   • Pavyzdžiui, ankstesniame NaCl pavyzdyje galite nustatyti, kad chloro elektronegatyvumas yra didesnis nei natrio, nes jis yra beveik aukščiausiame dešiniajame taške. Kita vertus, natris yra toli į kairę nuo stalo, todėl jis yra vienas iš mažiausiai vertingų atomų.

2 iš 3 būdas: Sujungimas su elektronegatyvumu

1. 

   Raskite dviejų atomų elektronegatyvumo skirtumą. Kai du atomai yra sujungti, skirtumas tarp jų elektronegatyvumo reikšmių daug ką parodo tos jungties kokybei. Norėdami atrasti skirtumą, atimkite mažiausią reikšmę iš didžiausios.
   • Pvz., Jei žiūrėsime į HF molekulę, mes atimsime vandenilio (2.1) elektronegatyvumo vertę iš fluoro (4.0). 4,0 - 2,1 = 1,9.

2. 

   Jei skirtumas yra mažesnis nei 0,5, jungtis yra kovalentinė ir nepolinė. Čia elektronai pasiskirsto beveik vienodai. Šie ryšiai nesudaro molekulių, kurių abiejuose galuose yra dideli krūvio skirtumai. Poliarines obligacijas dažnai labai sunku nutraukti.
   • Pavyzdžiui, molekulė O₂ pateikia šio tipo ryšį. Kadangi dviejų deguonies molekulių elektronegatyvumas yra vienodas, skirtumas tarp jų yra lygus 0.

3. 

   Jei skirtumas yra tarp 0,5 ir 1,6, jungtis yra kovalentinė ir polinė. Šios jungtys viename gale sulaiko daugiau elektronų nei kitame. Tai padaro molekulę šiek tiek labiau neigiamą, kai yra daugiau elektronų, ir šiek tiek daugiau teigiamo, be pabaigos, be jų. Šių ryšių krūvio disbalansas leidžia molekulėms dalyvauti tam tikrose specifinėse reakcijose.
   • Puikus to pavyzdys yra H molekulė₂O (vanduo). O yra labiau elektronegatyvus nei du H, todėl jis palaiko elektronus arčiau ir daro visą molekulę iš dalies neigiamą O gale ir iš dalies teigiamą H gale.

4. 

   Jei skirtumas yra didesnis nei 2, jungtis yra joninė. Šiose jungtyse elektronai yra visiškai išdėstyti viename gale. Labiausiai elektroneigiamas atomas įgyja neigiamą krūvį, o mažiausiai elektroneigiamas atomas įgyja teigiamą krūvį. Šio tipo jungtis leidžia atomams reaguoti su kitais atomais arba, be to, juos atskirti poliniais atomais.
   • To pavyzdys yra NaCl (natrio chloridas). Chloras yra toks elektroneigiamas, kad traukia abu elektronus nuo jungties vienas kito link, palikdamas natrį su teigiamu krūviu.

5. 

   Jei skirtumas yra tarp 1,6 ir 2, ieškokite metalo. Jei ten metalo, esančio jungtyje, tai rodo, kad jis yra joninis. Jei yra ir kitų nemetalų, jungtis yra poliarinis kovalentas.
   • Metalai apima daugumą atomų, esančių periodinės lentelės kairėje ir centre. Šiame puslapyje yra lentelė, kurioje nurodyti, kurie elementai yra metalai.
   • Mūsų ankstesnis HF pavyzdys patenka į tą grupę. Kadangi H ir F nėra metalai, jungtis bus poliarinis kovalentas.

3 iš 3 metodas: atraskite mullikeno elektronegatyvumą

1. 

   Raskite pirmąją savo atomo jonizacijos energiją. Mullikeno elektronegatyvumas susideda iš matavimo metodo, kuris šiek tiek skiriasi nuo nurodyto aukščiau Paulingo lentelėje. Norėdami sužinoti jo reikšmę tam tikram atomui, suraskite savo pirmąją jonizacijos energiją. Tai yra energija, reikalinga tam, kad atomas išsikraustytų vienu elektronu.
   • Šią vertę greičiausiai galima rasti cheminėse etaloninėse medžiagose. Šiame puslapyje yra gera lentelė, kurią galite naudoti (slinkite žemyn, norėdami ją rasti).
   • Tarkime, kad norite sužinoti, koks yra ličio (Li) elektronegatyvumas. Aukščiau esančio puslapio lentelėje matome, kad pirmosios jonizacijos energija yra lygi 520 kJ / mol.

2. 

   Sužinokite, koks yra atomo elektroninis afinitetas. Tai energijos, gautos pridėjus elektroną prie atomo, kad būtų suformuotas neigiamas jonas, matavimas. Tai vėlgi turėtų būti kažkas panašaus į referencinę medžiagą. Šiame puslapyje yra šaltinių, kurie gali būti naudingi.
   • Ličio elektroninis giminingumas yra lygus 60 kJ mol.

3. 

   Išspręskite Mullikeno elektronegatyvumo lygtį. Naudojant kJ / mol kaip energijos vienetą, Mullikeno elektronegatyvumo lygtį galima užrašyti taip: EN_Mullikenas = (1,97 × 10) (E_i + E_ir) + 0,19. Įveskite lygtį žinomus duomenis ir raskite EN reikšmę_Mullikenas.
   • Mūsų pavyzdyje priimsime šią rezoliuciją:

     EN_Mullikenas = (1,97 × 10) (E_i + E_ir) + 0,19

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

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

Patarimai

• Be Paulingo ir Mullikeno svarstyklių, yra ir kitų elektronegatyvumo skalių, tokių kaip Allred-Rochow, Sanderson ir Allen. Kiekvienas iš jų turi savo lygtis elektronegatyvumui apskaičiuoti (ir kai kurios iš jų gali būti gana sudėtingos).
• Elektronegatyvumas neturi matavimo vieneto.