Innehåll

• Steg
• Metod 1 av 3: Grunderna
• Metod 2 av 3: Bestämning av bindningstyp genom elektronegativitet
• Metod 3 av 3: Beräkning av Mulliken elektronegativitet
• Tips

Inom kemi är elektronegativitet atomernas förmåga att attrahera elektroner från andra atomer till dem. En atom med hög elektronegativitet attraherar elektroner starkt, och en atom med låg elektronegativitet lockar elektroner svagt. Elektronegativitetsvärden används för att förutsäga beteendet hos olika atomer i kemiska föreningar.

Steg

Metod 1 av 3: Grunderna

1. 1 Kemiska bindningar. Sådana bindningar uppstår när elektroner i atomer interagerar med varandra, det vill säga två elektroner (en från varje atom) blir vanliga.
   • En beskrivning av orsakerna till elektronernas interaktion i atomer ligger utanför denna artikel.För mer information om detta ämne, läs till exempel den här artikeln.
2. 2 Effekt av elektronegativitet. När två atomer lockar varandras elektroner är attraktionskraften inte densamma. En atom med en högre elektronegativitet lockar två elektroner starkare. En atom med mycket hög elektronegativitet lockar elektroner med en sådan kraft att vi inte längre talar om delade elektroner.
   • Till exempel i NaCl -molekylen (natriumklorid, vanligt salt) har kloratomen en ganska hög elektronegativitet och natriumatomen är ganska låg. Elektroner alltså lockas till kloratomen och stöta bort natriumatomer.
3. 3 Elektronegativitetstabell. Denna tabell innehåller kemiska element ordnade på samma sätt som i det periodiska systemet, men för varje element ges elektronegativiteten för dess atomer. En sådan tabell finns i läroböcker i kemi, referensmaterial och på webben.
   • Du hittar en utmärkt elektronegativitetstabell här. Observera att den använder Paulings elektronegativitetsskala, som är den vanligaste. Det finns dock andra sätt att beräkna elektronegativitet, varav ett kommer att diskuteras nedan.
4. 4 Elektronegativitetstrender. Om du inte har ett elektronegativitetstabell till hands kan du uppskatta elektronens negativitet med hjälp av platsen för ett element i det periodiska systemet.
   • På vilket sätt till höger elementet är placerat, Mer atomens elektronegativitet.
   • På vilket sätt högre elementet är placerat, Mer atomens elektronegativitet.
   • Således har atomerna i elementen i det övre högra hörnet av det periodiska systemet de högsta elektronegativiteterna, och atomerna hos elementen i det nedre vänstra hörnet har de lägsta.
   • I vårt NaCl -exempel kan vi säga att klor har en högre elektronegativitet än natrium, eftersom klor ligger till höger om natrium.

Metod 2 av 3: Bestämning av bindningstyp genom elektronegativitet

1. 1 Beräkna skillnaden mellan elektronegativiteterna hos två atomer för att förstå egenskaperna hos bindningen mellan dem. För att göra detta, subtrahera den mindre elektronegativiteten från den större.
   • Tänk till exempel på HF -molekylen. Subtrahera väte (2.1) elektronegativitet från fluorens elektronegativitet (4.0): 4.0 - 2.1 = 1,9.
2. 2 Om skillnaden är mindre än 0,5, är bindningen kovalent opolär, i vilken elektroner lockas med nästan samma styrka. Sådana bindningar bildas mellan två identiska atomer. Icke-polära anslutningar är i allmänhet mycket svåra att bryta. Detta beror på att atomer delar elektroner, vilket gör deras bindning stabil. Det tar mycket energi att förstöra det.
   • Till exempel molekylen O₂ har denna typ av anslutning. Eftersom två syreatomer har samma elektronegativitet är skillnaden mellan dem 0.
3. 3 Om skillnaden ligger i intervallet 0,5 - 1,6, är bindningen kovalent polär. I detta fall lockar en av de två atomerna elektroner starkare och förvärvar därför en partiell negativ laddning, och den andra en partiell positiv laddning. Denna laddningsobalans gör att molekylen kan delta i vissa reaktioner.
   • Till exempel molekylen H₂O (vatten) har denna typ av bindning. O -atomen är mer elektronegativ än två H -atomer, så syre lockar elektroner starkare och förvärvar en partiell negativ laddning och väte - en partiell positiv laddning.
4. 4 Om skillnaden är större än 2,0 är bindningen jonisk. Detta är en bindning där det vanliga elektronparet överväger huvudsakligen till en atom med en högre elektronegativitet, som får en negativ laddning, och en atom med en lägre elektronegativitet får en positiv laddning. Molekyler med sådana bindningar reagerar bra med andra atomer och kan till och med förstöras av polära atomer.
   • Till exempel har NaCl (natriumklorid) molekylen denna typ av bindning.Kloratomen är så elektronegativ att den drar till sig både elektronerna och förvärvar en negativ laddning, och natriumatomen får en positiv laddning.
   • NaCl kan förstöras av en polär molekyl som H2O (vatten). I en vattenmolekyl är molekylens vätesida positiv och syresidan negativ. Om du blandar salt med vatten bryter vattenmolekylerna ner saltmolekylerna och får det att lösas upp.
5. 5 Om skillnaden är mellan 1,6 och 2,0, kolla efter metall. Om en metallatom finns i en molekyl är bindningen jonisk. Om det inte finns några metallatomer i molekylen, är bindningen polär kovalent.
   • Metaller finns till vänster och i mitten av det periodiska systemet. I denna tabell markeras metaller.
   • I vårt HF -exempel faller skillnaden mellan elektronegativiteter inom detta intervall. Eftersom H och F inte är metaller är bindningen polär kovalent.

Metod 3 av 3: Beräkning av Mulliken elektronegativitet

1. 1 Hitta den första joniseringsenergin för en atom. Mullikens elektronegativitetsskala skiljer sig något från Pauling -skalan som nämns ovan. Den första joniseringsenergin krävs för att avlägsna en atom från en elektron.
   • Betydelsen av sådan energi kan hittas i kemi -referensböcker eller på nätet, till exempel här.
   • Som ett exempel, låt oss hitta elektronegativiteten för litium (Li). Dess första joniseringsenergi är 520 kJ / mol.
2. 2 Hitta affinitetsenergin för en elektron. Detta är den energi som frigörs i processen för att fästa en elektron till en atom. Betydelsen av sådan energi kan hittas i kemi -referensböcker eller på nätet, till exempel här.
   • Elektronens affinitetsenergi för litium är 60 kJ / mol.
3. 3 Använd Mullikens elektronegativitetsekvation:RU_Mulliken = (1,97 × 10) (E_i+ E_ea) + 0,19.
   • I vårt exempel:

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

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

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

Tips

• Förutom Pauling- och Mulliken-skalorna finns det elektronegativitetsskalor enligt Allred-Rochow, Sanderson, Allen. De har alla sina egna formler för att beräkna elektronegativitet (några av dem är ganska komplicerade).
• Elektronegativitet har inga måttenheter.