Indhold

• Trin
• Metode 1 af 3: Det grundlæggende
• Metode 2 af 3: Bestemmelse af bindingstypen ved elektronegativitet
• Metode 3 af 3: Beregning af Mulliken elektronegativitet
• Tips

I kemi er elektronegativitet atomernes evne til at tiltrække elektroner fra andre atomer til dem. Et atom med høj elektronegativitet tiltrækker elektroner stærkt, og et atom med lav elektronegativitet tiltrækker elektroner svagt. Elektronegativitetsværdier bruges til at forudsige adfærd for forskellige atomer i kemiske forbindelser.

Trin

Metode 1 af 3: Det grundlæggende

1. 1 Kemiske bindinger. Sådanne bindinger opstår, når elektroner i atomer interagerer med hinanden, det vil sige, at to elektroner (en fra hvert atom) bliver almindelige.
   • En beskrivelse af årsagerne til elektronernes interaktion i atomer ligger uden for denne artikels anvendelsesområde.For mere information om dette emne, læs f.eks. Denne artikel.
2. 2 Virkning af elektronegativitet. Når to atomer tiltrækker hinandens elektroner, er tiltrækningskraften ikke den samme. Et atom med en højere elektronegativitet tiltrækker to elektroner stærkere. Et atom med en meget høj elektronegativitet tiltrækker elektroner med en sådan kraft, at vi ikke længere taler om delte elektroner.
   • For eksempel i NaCl -molekylet (natriumchlorid, almindeligt salt) har chloratomet en temmelig høj elektronegativitet, og natriumatomet er temmelig lavt. Altså elektroner er tiltrukket af chloratomet og frastøde natriumatomer.
3. 3 Elektronegativitetstabel. Denne tabel indeholder kemiske elementer arrangeret på samme måde som i det periodiske system, men for hvert element er elektronens elektronegativitet angivet. En sådan tabel findes i kemibøger, referencematerialer og på nettet.
   • Du finder en fremragende elektronegativitetstabel her. Bemærk, at den bruger Paulings elektronegativitetsskala, som er den mest almindelige. Der er imidlertid andre måder at beregne elektronegativitet på, hvoraf den ene vil blive diskuteret nedenfor.
4. 4 Elektronegativitetstendenser. Hvis du ikke har en elektronegativitetstabel ved hånden, kan du estimere elektronets negativitet ved at placere et element i det periodiske system.
   • Hvordan til højre elementet er placeret, mere elektronets negativitet.
   • Hvordan højere elementet er placeret, mere elektronets negativitet.
   • Således har atomerne i elementerne i det øverste højre hjørne af det periodiske system de højeste elektronegativiteter, og atomerne i elementerne i det nederste venstre hjørne har de laveste.
   • I vores NaCl -eksempel kan vi sige, at chlor har en højere elektronegativitet end natrium, fordi klor er placeret til højre for natrium.

Metode 2 af 3: Bestemmelse af bindingstypen ved elektronegativitet

1. 1 Beregn forskellen mellem elektronegativiteterne for to atomer for at forstå egenskaberne ved bindingen mellem dem. For at gøre dette skal du trække den mindre elektronegativitet fra den større.
   • Overvej f.eks. HF -molekylet. Træk elektronegativiteten af ​​brint (2.1) fra elektronegativiteten af ​​fluor (4.0): 4.0 - 2.1 = 1,9.
2. 2 Hvis forskellen er mindre end 0,5, er bindingen kovalent upolær, hvor elektroner tiltrækkes med næsten samme styrke. Sådanne bindinger dannes mellem to identiske atomer. Ikke-polære forbindelser er generelt meget vanskelige at bryde. Dette er fordi atomer deler elektroner, hvilket gør deres binding stabil. Det kræver meget energi at ødelægge det.
   • For eksempel molekylet O₂ har denne type forbindelse. Da to iltatomer har samme elektronegativitet, er forskellen mellem dem 0.
3. 3 Hvis forskellen ligger i området 0,5 - 1,6, er bindingen kovalent polær. I dette tilfælde tiltrækker det ene af de to atomer elektroner stærkere og får derfor en delvis negativ ladning, og den anden en delvis positiv ladning. Denne ladningsubalance gør det muligt for molekylet at deltage i visse reaktioner.
   • For eksempel er molekylet H₂O (vand) har denne type binding. O -atomet er mere elektronegativt end to H -atomer, så ilt tiltrækker elektroner stærkere og får en delvis negativ ladning og hydrogen - en delvis positiv ladning.
4. 4 Hvis forskellen er større end 2,0, er bindingen ionisk. Dette er en binding, hvor det fælles elektronpar overvejende passerer til et atom med en højere elektronegativitet, som får en negativ ladning, og et atom med en lavere elektronegativitet får en positiv ladning. Molekyler med sådanne bindinger reagerer godt med andre atomer og kan endda blive ødelagt af polare atomer.
   • For eksempel har NaCl (natriumchlorid) molekylet denne type binding.Kloratomet er så elektronegativt, at det tiltrækker begge elektroner til sig selv og får en negativ ladning, og natriumatomet får en positiv ladning.
   • NaCl kan ødelægges af et polært molekyle, såsom H2O (vand). I et vandmolekyle er hydrogensiden af ​​molekylet positiv, og iltsiden er negativ. Hvis du blander salt med vand, nedbryder vandmolekylerne saltmolekylerne og får det til at opløses.
5. 5 Hvis forskellen er mellem 1,6 og 2,0, skal du kontrollere, om der er metal. Hvis der findes et metalatom i et molekyle, er bindingen ionisk. Hvis der ikke er metalatomer i molekylet, er bindingen polær kovalent.
   • Metaller er placeret til venstre og i midten af ​​det periodiske system. I denne tabel fremhæves metaller.
   • I vores HF -eksempel falder forskellen mellem elektronegativiteter inden for dette område. Da H og F ikke er metaller, er bindingen polær kovalent.

Metode 3 af 3: Beregning af Mulliken elektronegativitet

1. 1 Find den første ioniseringsenergi for et atom. Mullikens elektronegativitetsskala er lidt forskellig fra Pauling -skalaen nævnt ovenfor. Den første ioniseringsenergi er nødvendig for at fjerne et atom fra en elektron.
   • Betydningen af ​​sådan energi kan findes i kemiske opslagsbøger eller på nettet, for eksempel her.
   • Lad os som et eksempel finde lithium (Li) elektronegativitet. Dens første ioniseringsenergi er 520 kJ / mol.
2. 2 Find affinitetsenergien til en elektron. Dette er den energi, der frigives i processen med at vedhæfte en elektron til et atom. Betydningen af ​​sådan energi kan findes i kemiske opslagsbøger eller på nettet, for eksempel her.
   • Lithiums elektronaffinitetsenergi er 60 kJ / mol.
3. 3 Brug Mullikens elektronegativitetsligning:RU_Mulliken = (1,97 × 10) (E_jeg+ E_ea) + 0,19.
   • I vores eksempel:

     RU_Mulliken = (1,97 × 10) (E_jeg+ E_ea) + 0,19

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

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

Tips

• Ud over Pauling- og Mulliken-skalaerne er der elektronegativitetsskalaer ifølge Allred-Rochow, Sanderson, Allen. De har alle deres egne formler til beregning af elektronegativitet (nogle af dem er ret komplicerede).
• Elektronegativitet har ingen måleenheder.