Inhoud

• Stappen
• Tips

In de chemie, elektronegativiteit het is een maat voor de aantrekkingskracht die een atoom uitoefent op elektronen in een binding. Een atoom met een hoge elektronegativiteit trekt elektronen aan met een grote intensiteit, terwijl een atoom met een lage elektronegativiteit het met weinig intensiteit doet. Deze waarden worden gebruikt om te voorspellen hoe verschillende atomen zich gedragen wanneer ze aan elkaar zijn gebonden, waardoor dit onderwerp een belangrijke vaardigheid in basischemie wordt.

Stappen

Methode 1 van 3: Basisconcepten van elektronegativiteit

1. 

   Begrijp dat chemische bindingen ontstaan ​​wanneer atomen elektronen delen. Om elektronegativiteit te begrijpen, is het belangrijk om eerst te begrijpen wat een "link" is. Elke twee atomen in een molecuul die met elkaar zijn "verbonden" in een moleculair diagram, zouden een binding tussen hen hebben. In wezen betekent dit dat ze een set van twee elektronen delen - elk atoom draagt ​​een atoom bij aan de binding.
   • De precieze redenen waarom atomen elektronen delen en aan elkaar binden, komen niet overeen met de focus van dit artikel. Als je meer wilt weten, zoek dan op internet naar de basisconcepten van chemische bindingen.

2. 

   
   
   Begrijp hoe elektronegativiteit de elektronen in de binding beïnvloedt. Wanneer twee atomen een set van twee elektronen in een binding delen, is er niet altijd een gelijke verdeling tussen de twee. Wanneer een van hen een hogere elektronegativiteit heeft dan het atoom waaraan het is bevestigd, brengt het de twee elektronen dichter bij zichzelf. Een atoom met een zeer hoge elektronegativiteit kan de elektronen naar zijn kant in de binding trekken, waardoor het delen met de ander bijna wordt opgeheven.
   • In het NaCl (natriumchloride) -molecuul heeft het chlooratoom bijvoorbeeld een hoge elektronegativiteit en natrium een ​​lage elektronegativiteit. Binnenkort worden de elektronen getrokken richting chloor en weg van natrium.

3. 

   
   
   Gebruik een elektronegativiteitstabel als referentie. De elektronegativiteitstabel geeft de elementen weer die precies zo gerangschikt zijn als het periodiek systeem, maar met elk atoom gelabeld met zijn elektronegativiteit. Ze zijn te vinden in verschillende scheikundeboeken, in technische artikelen en ook op internet.
   • Hier is een uitstekende elektronegativiteitstabel. Merk op dat het de Pauling-elektronegativiteitsschaal gebruikt, die vaker voorkomt. Er zijn echter andere manieren om elektronegativiteit te meten, waarvan er één hieronder wordt weergegeven.

4. 

   
   
   Onthoud elektronegativiteitstrends om gemakkelijk schattingen te maken. Als u geen elektronegativiteitstabel bij de hand heeft, is het toch mogelijk om deze waarde te schatten op basis van uw locatie in het periodiek systeem. Als een algemene regel:
   • De elektronegativiteit van een atoom neemt toe terwijl u naar het Rechtsaf in het periodiek systeem.
   • De elektronegativiteit van een atoom neemt toe terwijl u zich verplaatst naar omhoog in het periodiek systeem.
   • Daarom hebben de atomen in de rechterbovenhoek de hoogste elektronegativiteitswaarden en die in de linker benedenhoek de laagste.
   • In het vorige NaCl-voorbeeld kun je bijvoorbeeld bepalen dat chloor een hogere elektronegativiteit heeft dan natrium omdat het zich bijna op het hoogste rechterpunt bevindt. Aan de andere kant bevindt natrium zich ver links van de tafel, waardoor het een van de minst waardevolle atomen is.

Methode 2 van 3: Verbindingen zoeken met elektronegativiteit

1. 

   Zoek het verschil in elektronegativiteit tussen de twee atomen. Wanneer twee atomen met elkaar zijn verbonden, zegt het verschil tussen hun elektronegativiteitswaarden veel over de kwaliteit van die binding. Trek de kleinste waarde van de grootste af om het verschil te vinden.
   • Als we bijvoorbeeld naar het HF-molecuul kijken, trekken we de elektronegativiteitswaarde van waterstof (2.1) af van die van fluor (4.0). 4,0 - 2,1 = 1,9.

2. 

   Als het verschil kleiner is dan 0,5, is de binding covalent en niet-polair. Hier worden elektronen in bijna gelijke mate gedeeld. Deze bindingen vormen geen moleculen met aan beide uiteinden grote verschillen in lading. Polaire banden zijn vaak erg moeilijk te verbreken.
   • Bijvoorbeeld het molecuul O₂ presenteert dit type verbinding. Omdat de twee zuurstofmoleculen dezelfde elektronegativiteit hebben, is het verschil tussen beide gelijk aan 0.

3. 

   Als het verschil tussen 0,5 en 1,6 ligt, is de binding covalent en polair. Deze bindingen bevatten aan het ene uiteinde meer elektronen dan aan het andere. Dit maakt het molecuul aan het eind iets negatiever met meer elektronen en aan het eind iets positiever zonder. Door de onbalans in de lading in deze bindingen kunnen moleculen deelnemen aan een aantal specifieke reacties.
   • Een goed voorbeeld hiervan is het H-molecuul₂O (water). O is elektronegatiever dan twee H en houdt daarom de elektronen dichterbij en maakt het hele molecuul gedeeltelijk negatief aan het O-uiteinde en gedeeltelijk positief aan de H-uiteinden.

4. 

   Als het verschil groter is dan 2, is de binding ionisch. In deze bindingen zitten de elektronen volledig aan één uiteinde. Het meest elektronegatieve atoom krijgt een negatieve lading en het minst elektronegatieve atoom krijgt een positieve lading. Door dit type binding kunnen de atomen reageren met andere atomen of verder worden gescheiden door polaire atomen.
   • Een voorbeeld hiervan is NaCl (natriumchloride). Chloor is zo elektronegatief dat het beide elektronen uit de binding naar elkaar toe trekt, waardoor natrium een ​​positieve lading krijgt.

5. 

   Als het verschil tussen 1,6 en 2 ligt, zoek dan naar een metaal. Als Daar een metaal aanwezig in de binding, dit geeft aan dat het is ionisch. Als er andere niet-metalen zijn, is de binding polair covalent.
   • Metalen bevatten de meeste atomen aan de linkerkant en in het midden van het periodiek systeem. Deze pagina heeft een tabel die laat zien welke elementen metalen zijn.
   • Ons vorige HF-voorbeeld valt in die groep. Omdat H en F geen metalen zijn, zal de binding dat wel zijn polair covalent.

Methode 3 van 3: Ontdek Mulliken Electronegativity

1. 

   Vind de eerste ionisatie-energie van je atoom. Mulliken-elektronegativiteit bestaat uit een meetmethode die enigszins verschilt van die in de bovenstaande Pauling-tabel. Om de waarde voor een bepaald atoom te vinden, moet u uw eerste ionisatie-energie vinden. Dit is de energie die nodig is om het atoom een ​​enkel elektron te laten ontladen.
   • Deze waarde is waarschijnlijk te vinden in chemische referentiematerialen. Deze pagina heeft een goede tabel die u kunt gebruiken (scroll naar beneden om deze te vinden).
   • Stel dat u als voorbeeld wilt weten wat de elektronegativiteit is van lithium (Li). In de tabel op de bovenstaande pagina kunnen we zien dat de eerste ionisatie-energie equivalent is aan 520 kJ / mol.

2. 

   Ontdek wat de elektronenaffiniteit van het atoom is. Dit is een meting van de energie die wordt verkregen wanneer een elektron aan het atoom wordt toegevoegd om een ​​negatief ion te vormen. Nogmaals, dit is iets dat in referentiematerialen moet worden gevonden. Deze pagina bevat bronnen die nuttig kunnen zijn.
   • De elektronische affiniteit van lithium is gelijk aan 60 kJ mol.

3. 

   Los de elektronegativiteitsvergelijking van Mulliken op. Wanneer kJ / mol als energie-eenheid wordt gebruikt, kan de elektronegativiteitsvergelijking van Mulliken worden geschreven als NL_Mulliken = (1,97 x 10) (E._ik + E_{en de}) + 0,19. Voeg de bekende gegevens in de vergelijking in en zoek de waarde van EN_Mulliken.
   • In ons voorbeeld komen we tot de volgende oplossing:

     NL_Mulliken = (1,97 x 10) (E._ik + E_{en de}) + 0,19

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

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

Tips

• Naast de Pauling- en Mulliken-schalen zijn er andere elektronegativiteitsschalen, zoals Allred-Rochow, Sanderson en Allen. Elk van hen heeft zijn eigen vergelijkingen voor het berekenen van elektronegativiteit (en sommige kunnen behoorlijk complex zijn).
• Elektronegativiteit heeft geen maateenheid.