Sadržaj

• Koraci
• Metoda 1 od 3: Osnove
• Metoda 2 od 3: Određivanje vrste veze elektronegativnošću
• Metoda 3 od 3: Izračunavanje Mullikenove elektronegativnosti
• Savjeti

U kemiji, elektronegativnost je sposobnost atoma da privlače elektrone iz drugih atoma u njih. Atom s visokom elektronegativnošću jako privlači elektrone, a atom s niskom elektronegativnošću slabo privlači elektrone. Vrijednosti elektronegativnosti koriste se za predviđanje ponašanja različitih atoma u kemijskim spojevima.

Koraci

Metoda 1 od 3: Osnove

1. 1 Kemijske veze. Takve veze nastaju kada elektroni u atomima međusobno djeluju, odnosno dva elektrona (po jedan iz svakog atoma) postaju zajednička.
   • Opis razloga međudjelovanja elektrona u atomima izlazi iz okvira ovog članka.Za više informacija o ovoj temi pročitajte, na primjer, ovaj članak.
2. 2 Učinak elektronegativnosti. Kada dva atoma međusobno privlače elektrone, sila privlačenja nije ista. Atom s većom elektronegativnošću jače privlači dva elektrona. Atom s vrlo visokom elektronegativnošću privlači elektrone takvom silom da više ne govorimo o zajedničkim elektronima.
   • Na primjer, u molekuli NaCl (natrijev klorid, obična sol) atom klora ima prilično visoku elektronegativnost, a atom natrija prilično je nizak. Dakle, elektroni privlači atom klora i odbija atome natrija.
3. 3 Tablica elektronegativnosti. Ova tablica uključuje kemijske elemente raspoređene na isti način kao u periodnom sustavu, ali za svaki element navedena je elektronegativnost njegovih atoma. Takva se tablica može pronaći u udžbenicima kemije, referentnim materijalima i na webu.
   • Ovdje ćete pronaći izvrsnu tablicu elektronegativnosti. Imajte na umu da koristi Paulingovu skalu elektronegativnosti, koja je najčešća. Međutim, postoje i drugi načini za izračunavanje elektronegativnosti, o kojima će se govoriti u nastavku.
4. 4 Trendovi elektronegativnosti. Ako nemate pri ruci tablicu elektronegativnosti, elektronegativnost atoma možete procijeniti prema položaju elementa u periodnom sustavu.
   • Kako nadesno element se nalazi, više elektronegativnost njegova atoma.
   • Kako više element se nalazi, više elektronegativnost njegova atoma.
   • Dakle, atomi elemenata koji se nalaze u gornjem desnom kutu periodnog sustava imaju najveće elektronegativnosti, a atomi elemenata koji se nalaze u donjem lijevom kutu imaju najniže.
   • U našem primjeru NaCl možemo reći da klor ima veću elektronegativnost od natrija, jer se klor nalazi desno od natrija.

Metoda 2 od 3: Određivanje vrste veze elektronegativnošću

1. 1 Izračunajte razliku između elektronegativnosti dva atoma da biste razumjeli karakteristike veze između njih. Da biste to učinili, oduzejte manju elektronegativnost od veće.
   • Na primjer, razmotrimo molekulu HF. Oduzmite elektronegativnost vodika (2.1) od elektronegativnosti fluora (4.0): 4.0 - 2.1 = 1,9.
2. 2 Ako je razlika manja od 0,5, tada je veza kovalentna nepolarna, u kojoj se elektroni privlače gotovo istom jakošću. Takve veze nastaju između dva identična atoma. Nepolarne veze općenito je vrlo teško prekinuti. To je zato što atomi dijele elektrone, što njihovu vezu čini stabilnom. Za njegovo uništavanje potrebno je mnogo energije.
   • Na primjer, molekula O₂ ima ovu vrstu veze. Budući da dva atoma kisika imaju istu elektronegativnost, razlika između njih je 0.
3. 3 Ako je razlika u rasponu od 0,5 - 1,6, tada je veza kovalentna polarna. U tom slučaju jedan od dva atoma jače privlači elektrone i stoga stječe djelomični negativni naboj, a drugi djelomični pozitivni naboj. Ta neravnoteža naboja omogućuje molekuli sudjelovanje u određenim reakcijama.
   • Na primjer, molekula H₂O (voda) ima ovu vrstu veze. O atom je elektronegativniji od dva atoma H, pa kisik snažnije privlači elektrone i stječe djelomični negativni naboj, a vodik - djelomični pozitivni naboj.
4. 4 Ako je razlika veća od 2,0, tada je veza ionska. Ovo je veza u kojoj zajednički elektronski par prelazi pretežno na atom s većom elektronegativnošću, koji stječe negativan naboj, a atom s nižom elektronegativnošću dobiva pozitivan naboj. Molekule s takvim vezama dobro reagiraju s drugim atomima i čak ih mogu uništiti polarni atomi.
   • Na primjer, molekula NaCl (natrijev klorid) ima ovu vrstu veze.Atom klora toliko je elektronegativan da privlači oba elektrona i stječe negativan naboj, a atom natrija pozitivan naboj.
   • NaCl može uništiti polarna molekula kao što je H2O (voda). U molekuli vode vodikova strana molekule je pozitivna, a kisikova negativna. Pomiješate li sol s vodom, molekule vode razgrađuju molekule soli uzrokujući njezino otapanje.
5. 5 Ako je razlika između 1,6 i 2,0, provjerite ima li metala. Ako je u molekuli prisutan atom metala, tada je veza ionska. Ako u molekuli nema atoma metala, tada je veza polarno kovalentna.
   • Metali se nalaze lijevo i u sredini periodnog sustava. U ovoj tablici metali su istaknuti.
   • U našem primjeru HF, razlika između elektronegativnosti spada u ovaj raspon. Budući da H i F nisu metali, veza polarna kovalentna.

Metoda 3 od 3: Izračunavanje Mullikenove elektronegativnosti

1. 1 Pronađi prvu energiju ionizacije atoma. Mullikenova ljestvica elektronegativnosti malo se razlikuje od gore spomenute Paulingove ljestvice. Prva energija ionizacije potrebna je za uklanjanje jednog atoma iz elektrona.
   • Značenje takve energije može se pronaći u referentnim knjigama o kemiji ili na internetu, na primjer, ovdje.
   • Kao primjer, pronađimo elektronegativnost litija (Li). Njegova prva energija ionizacije je 520 kJ / mol.
2. 2 Pronađi energiju afiniteta za elektron. To je energija oslobođena u procesu vezivanja elektrona za atom. Značenje takve energije može se pronaći u referentnim knjigama o kemiji ili na internetu, na primjer, ovdje.
   • Energija afiniteta elektrona litija je 60 kJ / mol.
3. 3 Upotrijebite Mullikenovu jednadžbu elektronegativnosti:RU_Mulliken = (1,97 × 10) (I_i+ E_ea) + 0,19.
   • U našem primjeru:

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

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

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

Savjeti

• Osim Paulingove i Mullikenove ljestvice, postoje ljestvice elektronegativnosti prema Allred-Rochowu, Sandersonu, Allenu. Svi oni imaju svoje formule za izračunavanje elektronegativnosti (neke su prilično komplicirane).
• Elektronegativnost nema mjernih jedinica.