Sådan beregnes elektronegativitet

I Kemi, den elektronegativitet

indhold

Trin

Metode 1grundlæggende begreber for elektronegativitet
Metode 2find forbindelser med elektronegativitet
Metode 3opdag elektronegativiteten mulliken

Video: elektronegativitet
Video: elektronegativitet
Tips

er et mål for den tiltrækning, som et atom udøver på elektronerne i en obligation. Et atom med høj elektronegativitet tiltrækker elektroner med stor intensitet, mens et atom med lav elektronegativitet vil gøre det med lille intensitet. Disse værdier bruges til at forudsige, hvordan forskellige atomer vil opføre sig, når de er tilsluttet hinanden, hvilket gør dette emne til en vigtig færdighed inden for grundlæggende kemi.

trin

Metode 1
Grundlæggende Begreber for Elektronegativitet

Forstå, at kemiske bindinger sker, når atomer deler elektroner. For at forstå elektronegativitet er det vigtigt først at forstå, hvad en "obligation" er. Det siges, at alle to atomer i et molekyle "forbundet" med hinanden i et molekylært diagram har en forbindelse mellem dem. I det væsentlige betyder det, at de deler et sæt af to elektroner - hvert atom bidrager med et atom i bindingen.

De præcise grunde til, at atomer deler elektroner og tilslutninger, stemmer ikke overens med denne artikels fokus. Hvis du vil lære mere, søg på internettet for det grundlæggende ved kemisk binding.

Billedbetegnelse Beregn elektronegativitet Trin 2

Forstå, hvordan elektronegativitet påvirker elektronerne i bindingen. Når to atomer deler et sæt af to elektroner i en obligation, er der ikke altid en lige deling af de to. Når en af dem har en elektronegativitet højere end det atom, som det er knyttet til, bringer det de to elektroner sammen. Et atom med meget høj elektronegativitet kan trække elektronerne til sin side i båndet og næsten ophæve delingen med den anden.

For eksempel har chloratomet i molekylet NaCl (natriumchlorid) en høj elektronegativitet og natrium, en lav elektronegativitet. Snart vil elektroner blive tegnet mod klor og væk fra natrium.

Billedbetegnelse Beregn elektronegativitet Trin 3

Brug en elektronegativitetstabel som reference. Elektronegativitetstabellen præsenterer elementerne anbragt nøjagtigt som det periodiske bord, men med hvert atom mærket med dets elektronegativitet. De findes i flere lærebøger om kemi, i tekniske artikler og også på internettet.

her er et fremragende bord af elektronegativitet. Bemærk, at den bruger Paulings elektronegativitetsskala, hvilket er mere almindeligt. Der er dog andre måder at måle elektronegativitet på, hvoraf en vil blive vist nedenfor.

Billedbetegnelse Beregn elektronegativitet Trin 4

Husk elektronegativitetstendenserne for at gøre estimater nemt. Hvis du ikke har en elektronegativitets tabel ved hånden, kan du stadig estimere denne værdi baseret på din placering i det periodiske bord. Som hovedregel:

Elektronegegativiteten af et atom stiger som du flytter til højre på det periodiske bord.
Elektronegegativiteten af et atom stiger som du flytter til top på det periodiske bord.
Således har atomerne i øverste højre hjørne de højeste elektronegativitetsværdier og dem i nederste venstre hjørne, den mindste.
For eksempel i det foregående NaCl eksempel kan du bestemme, at chlor har en højere elektronegativitet end natrium, fordi den er næsten på højeste højre punkt. På den anden side er natrium godt tilbage på bordet, hvilket gør det til en af de laveste værdier atomer.

Metode 2
Find forbindelser med elektronegativitet

Billedbetegnelse Beregn elektronegativitet Trin 5

Find forskellen i elektronegativitet mellem de to atomer. Når to atomer er forbundet sammen, viser forskellen mellem deres elektronegativitetsværdier meget om kvaliteten af denne obligation. Træk den mindste værdi fra den største for at finde forskellen.

F.eks., Hvis vi observerer HF molekylet, trækker vi værdien af den elektrengegativitet af hydrogen (2.1) fra den af fluor (4.0). 4,0 - 2,1 = 1.9.

Billedbetegnelse Beregn elektronegativitet Trin 6

Hvis forskellen er under 0,5, er bindingen kovalent og ikke-polær. Her deles elektroner i næsten lige mål. Disse bindinger danner ikke molekyler med store ladningsforskelle i hver ende. Polære forbindelser er ofte meget vanskelige at bryde.

For eksempel er molekylet O₂ denne type forbindelse. Da de to oxygenmolekyler har samme elektronegativitet, er forskellen mellem dem lig med 0.

Billedbetegnelse Beregn elektronegativitet Trin 7

Hvis forskellen er mellem 0,5 og 1,6, er bindingen kovalent og polær. Disse bindinger har flere elektroner i den ene ende end på den anden. Dette gør molekylet lidt mere negativt til sidst med flere elektroner og lidt mere positivt i det uden dem. Ubalancen mellem ladninger i disse bindinger tillader molekylerne at deltage i nogle specifikke reaktioner.

Et godt eksempel på dette er H-molekylet₂O (vand). O er mere electronegativ end to H`er og holder derfor elektronerne tættere og gør hele molekylet delvist negativt ved 0-enden og delvist positiv ved H.

Billedbetegnelse Beregn elektronegativitet Trin 8

Hvis forskellen er større end 2, er bindingen ionisk. I disse bindinger er elektronerne placeret helt over den ene ende. Det mest elektronegative atom får en negativ ladning, og det mindre elektronegative atom får en positiv ladning. Denne type binding gør det muligt for atomerne at reagere med andre atomer eller endog at være adskilt af polære atomer.

Et eksempel herpå er NaCl (natriumchlorid). Klor er så electronegative, at det trækker begge elektroner fra bindingen til sig selv, hvilket efterlader natrium med en positiv ladning.

Billedbetegnelse Beregn elektronegativitet Trin 9

Hvis forskellen er mellem 1,6 og 2, skal du kigge efter et metal. hvis der Et metal, der er til stede i bindingen, tyder på, at det er ion. Hvis der er andre ikke-metaller, er bindingen polar kovalent.

Metaller omfatter de fleste af atomerne på venstre side og midten af det periodiske bord. at Siden har en tabel, der viser, hvilke elementer der er metaller.
Vores tidligere HF eksempel falder ind i denne gruppe. Da H og F ikke er metaller, vil bindingen være polar kovalent.

Metode 3
Opdag elektronegativiteten Mulliken

Video: Elektronegativitet

Billedbetegnelse Beregn elektronegativitet Trin 10

Find den første ioniserende energi i dit atom. Elektronegativitet Mulliken består af en lidt anden måleform end den, der findes i Pauling-tabellen ovenfor. For at finde ud af din værdi for et bestemt atom, find din første ioniseringsenergi. Dette er den energi, der kræves for at få atomen til at aflade en enkelt elektron.

Denne værdi kan sandsynligvis findes i kemiske referencematerialer. dette Siden har et godt bord, der kan bruges (rul ned for at finde det).
Lad os sige, at du vil finde ud af, hvad lithium (Li) er elektronegativitet. I tabellen på ovenstående side kan vi se, at den første ioniseringsenergi svarer til 520 kJ / mol.

Video: Elektronegativitet

Billedbetegnelse Beregn elektronegativitet Trin 11

Find ud af, hvad atomets elektronaffinitet er. Dette er en måling af den energi, der opnås, når en elektron tilsættes til atomet for at danne en negativ ion. Igen er det noget, der skal findes i referencematerialer. dette funktioner, der kan være nyttige.

Den elektroniske affinitet af lithium er lig med 60 kJ mol^-1.

Billedbetegnelse Beregn elektronegativitet Trin 12

Løs Mullikens elektronegativitetsligning. Når du bruger kJ / mol som energienhed, kan Mullikens ligning af elektronegativitet skrives som DA_Mulliken = (1,97 x 10^-3) (E_jeg + og_og) + 0,19. Indtast de kendte data i ligningen og find værdien af EN_Mulliken.

I vores eksempel kommer vi frem til følgende beslutning:
DA_Mulliken = (1,97 x 10^-3) (E_jeg + og_og) + 0,19
DA_Mulliken = (1,97 x 10^-3) (520 + 60) + 0,19
DA_Mulliken = 1,143 + 0,19 = 1333

tips

Ud over Pauling og Mulliken skalaerne findes der andre elektronegativitetsskalaer, såsom Allred-Rochow, Sanderson og Allen. Hver har sine egne ligninger til beregning af elektronegativitet (og nogle af dem kan være ret komplekse).
Elektronegativiteten har ikke en måleenhed.

Del på sociale netværk:

Relaterede