Περιεχόμενο

• Βήματα
• Συμβουλή

Στη χημεία, ηλεκτροαρνητικότητα είναι η μονάδα μέτρησης της έλξης ενός ατόμου στο ηλεκτρόνιο στον χημικό δεσμό. Άτομα με υψηλή ηλεκτροαρνητικότητα θα προσελκύσουν ηλεκτρόνια με ισχυρή δύναμη, ενώ άτομα με χαμηλή ηλεκτροαρνητικότητα θα προσελκύουν ηλεκτρόνια με ασθενή δύναμη. Οι τιμές ηλεκτροπαραγωγικότητας χρησιμοποιούνται για την πρόβλεψη της ικανότητας σχηματισμού χημικών δεσμών μεταξύ ατόμων, επομένως αυτή είναι μια σημαντική ικανότητα στη βασική χημεία.

Βήματα

Μέθοδος 1 από 3: Βασικές γνώσεις για την ηλεκτροαρνητικότητα

1. 

   Η χημική σύνδεση προκύπτει όταν τα άτομα μοιράζονται ηλεκτρόνια. Για να κατανοήσετε την ηλεκτροπαραγωγικότητα, πρέπει πρώτα να καταλάβετε τι είναι η "συγκόλληση". Τυχόν δύο άτομα που "συνδέονται" μαζί στη μοριακή δομή θα έχουν δεσμό μεταξύ τους, πράγμα που σημαίνει ότι μοιράζονται ένα ζευγάρι ηλεκτρονίων και κάθε άτομο συνεισφέρει ένα ηλεκτρόνιο σε αυτόν τον δεσμό.
   • Αυτό το άρθρο δεν καλύπτει τον ακριβή λόγο Γιατί άτομα μοιράζονται ηλεκτρόνια και έχουν δεσμό μεταξύ τους. Αν θέλετε να μάθετε περισσότερα, διαβάστε αυτό το άρθρο σχετικά με τη χημική συγκόλληση ή το άρθρο του wikiHow σχετικά με τον τρόπο μελέτης των ιδιοτήτων χημικών δεσμών.

2. 

   
   
   Πώς επηρεάζει η ηλεκτροαρνητικότητα τα ηλεκτρόνια στον δεσμό; Όταν δύο άτομα μοιράζονται το ίδιο ζεύγος ηλεκτρονίων σε δεσμούς, αυτή η κοινή χρήση δεν είναι πάντα σε ισορροπία. Όταν ένα άτομο έχει υψηλότερη ηλεκτροπαραγωγικότητα από το άλλο, τραβάει τα δύο ηλεκτρόνια στον δεσμό πιο κοντά σε αυτό. Ένα άτομο έχει πολύ υψηλή ηλεκτροαρνητικότητα που μπορεί να τραβήξει τα ηλεκτρόνια προς αυτό σχεδόν εντελώς, και δύσκολα μοιράζεται τα ηλεκτρόνια με το άλλο άτομο.
   • Για παράδειγμα, στο μόριο NaCl (χλωριούχο νάτριο), το άτομο χλωρίου έχει σχετικά υψηλή ηλεκτροαναγωγικότητα και το άτομο νατρίου έχει σχετικά χαμηλή ηλεκτροαρνητικότητα. Εξ ου και τα ηλεκτρόνια τραβούνται προς το άτομο χλωρίου και μακριά από άτομα νατρίου.

3. 

   
   
   Χρησιμοποιήστε τον πίνακα ηλεκτροπαραγωγικότητας για αναφορά. Στον πίνακα ηλεκτροπαραγωγικότητας, τα χημικά στοιχεία είναι διατεταγμένα ακριβώς όπως στον περιοδικό πίνακα, αλλά η ηλεκτροπαραγωγικότητα καταγράφεται σε κάθε άτομο. Αυτό το γράφημα είναι τυπωμένο σε πολλά βιβλία χημείας, τεχνική βιβλιογραφία ή στο Διαδίκτυο.
   • Αυτή είναι η σύνδεση που οδηγεί στον ελεγκτή ηλεκτροαρνητικότητας. Σημειώστε ότι αυτός ο πίνακας χρησιμοποιεί την κλίμακα Pauling, η οποία είναι η πιο συνηθισμένη κλίμακα ηλεκτροαρνητικότητας. Ωστόσο, υπάρχουν και άλλοι τρόποι μέτρησης της ηλεκτροπαραγωγικότητας και ένας από αυτούς θα περιγραφεί παρακάτω.

4. 

   
   
   Τα άτομα είναι διατεταγμένα σε ηλεκτροπαραγωγικότητα για εύκολη εκτίμηση. Εάν δεν διαθέτετε ένα γράφημα ηλεκτροπαραγωγικότητας, μπορείτε να εκτιμήσετε την ηλεκτροαραγωγικότητα ενός ατόμου με βάση τη θέση του σε έναν κανονικό χημικό περιοδικό πίνακα. Σαν γενικός κανόνας:
   • Ηλεκτροπαραγωγικότητα του ατόμου σταδιακά υψηλότερα όταν προχωράτε το σωστό Περιοδικός Πίνακας.
   • Ηλεκτροπαραγωγικότητα του ατόμου σταδιακά υψηλότερα καθώς κινείστε ανεβαίνω Περιοδικός Πίνακας.
   • Επομένως, τα άτομα στην επάνω δεξιά γωνία έχουν την υψηλότερη ηλεκτροαραγωγικότητα, και τα άτομα στην κάτω αριστερή γωνία έχουν τη χαμηλότερη ηλεκτροαραγωγικότητα.
   • Στο παραπάνω παράδειγμα NaCl, μπορείτε να πείτε ότι το χλώριο έχει υψηλότερη ηλεκτροαρνητικότητα από το νάτριο, επειδή βρίσκεται πολύ κοντά στην επάνω δεξιά γωνία του περιοδικού πίνακα. Αντίθετα, το νάτριο είναι μακριά προς τα αριστερά και ανήκει στην ομάδα ατόμων με χαμηλή ηλεκτροαρνητικότητα.
   διαφήμιση

Μέθοδος 2 από 3: Προσδιορίστε τον τύπο δεσμού με ηλεκτροαραγωγικότητα

1. 

   Μάθετε τη διαφορά ηλεκτροπαραγωγικότητας μεταξύ δύο ατόμων. Όταν δύο άτομα συνδέονται, η διαφορά στην ηλεκτροπαραγωγικότητα μεταξύ των δύο ατόμων μπορεί να σας πει τις ιδιότητες αυτού του δεσμού. Αφαιρέστε τη χαμηλή ηλεκτροαρνητικότητα για τη μικρή ηλεκτροαρνητικότητα για να βρείτε τη διαφορά.
   • Λαμβάνοντας ως παράδειγμα το μόριο HF, θα αφαιρέσουμε την ηλεκτροπαραγωγικότητα του φθορίου (4,0) για την ηλεκτροπαραγωγική ικανότητα του υδρογόνου (2,1). 4.0 - 2.1 = 1,9.

2. 

   Εάν η διαφορά ηλεκτροαρνητικότητας είναι μικρότερη από περίπου 0,5 τότε αυτός ο δεσμός είναι ένας μη πολικός ομοιοπολικός δεσμός, στον οποίο τα ηλεκτρόνια μοιράζονται σχεδόν εξίσου. Αυτός ο τύπος δεσμού δεν δημιουργεί ένα μόριο με μεγάλη διαφορά φορτίου μεταξύ των άκρων του δεσμού. Οι μη πολικοί δεσμοί είναι συχνά δύσκολο να σπάσουν.
   • Για παράδειγμα, το μόριο Ο₂ έχετε αυτόν τον τύπο συνδέσμου. Δεδομένου ότι τα δύο άτομα οξυγόνου έχουν την ίδια ηλεκτροαρνητικότητα, η διαφορά τους είναι μηδέν.

3. 

   Εάν η διαφορά ηλεκτροαρνητικότητας είναι μεταξύ 0,5-1,6 τότε ο δεσμός είναι ένας πολικός ομοιοπολικός δεσμός. Αυτοί οι δεσμοί έχουν περισσότερα ηλεκτρόνια στο ένα άκρο από το άλλο. Αυτό αναγκάζει το μόριο να έχει ελαφρώς μεγαλύτερο αρνητικό φορτίο στο ένα άκρο που έχει το ηλεκτρόνιο και ένα ελαφρώς μεγαλύτερο καθαρό θετικού φορτίου στο άλλο άκρο. Η ανισορροπία φορτίου στον δεσμό επιτρέπει στο μόριο να συμμετέχει σε έναν αριθμό ειδικών αντιδράσεων.
   • Μοριακό Η₂Το O (νερό) είναι ένα πρωταρχικό παράδειγμα αυτού. Το άτομο Ο έχει μεγαλύτερη ηλεκτροανηγικότητα από τα δύο άτομα Η, έτσι συγκρατεί τα ηλεκτρόνια πιο σφιχτά, και αναγκάζει ολόκληρο το μόριο να φέρει κάποιο αρνητικό φορτίο στο άκρο Ο και μέρος θετικά στο άκρο Η.

4. 

   Εάν η διαφορά ηλεκτροπαραγωγικότητας είναι μεγαλύτερη από 2,0 τότε ο δεσμός είναι ένας ιοντικός δεσμός. Σε αυτόν τον δεσμό, τα ηλεκτρόνια βρίσκονται εξ ολοκλήρου στο ένα άκρο του δεσμού. Τα άτομα με μεγαλύτερη ηλεκτροαρνητικότητα έχουν αρνητικό φορτίο και τα άτομα με μικρότερη ηλεκτροαρνητικότητα έχουν θετικό φορτίο. Αυτός ο τύπος σύνδεσης επιτρέπει στο άτομο σε αυτό να αντιδράσει καλά με άλλα άτομα, και ακόμη και να διαχωριστεί από πολικά άτομα.
   • Ένα παράδειγμα είναι το μόριο BaCl (χλωριούχο νάτριο). Το άτομο χλωρίου έχει τόσο μεγάλο αρνητικό φορτίο που τραβά και τα δύο ηλεκτρόνια εντελώς προς αυτό, προκαλώντας θετική φόρτιση νατρίου.

5. 

   Εάν η διαφορά ηλεκτροπαραγωγικότητας κυμαίνεται μεταξύ 1.6-2.0, ελέγξτε το μεταλλικό στοιχείο. Αν έχω ένα μεταλλικό στοιχείο στο δεσμό είναι ο δεσμός ιόντα. Εάν δεν υπάρχουν μεταλλικά στοιχεία, είναι συγκόλληση πολικό ομοιοπολικό.
   • Μεταλλικά στοιχεία περιλαμβάνουν τα περισσότερα στοιχεία στα αριστερά και στο μέσο του περιοδικού πίνακα. Αυτή η σελίδα έχει έναν πίνακα που δείχνει ποια στοιχεία είναι μεταλλικά.
   • Το παραπάνω παράδειγμα HF βρίσκεται σε αυτό το εύρος. Δεδομένου ότι τα H και F δεν είναι μέταλλα, συνδέονται πολικό ομοιοπολικό.
   διαφήμιση

Μέθοδος 3 από 3: Βρείτε την ηλεκτροαρνητικότητα σύμφωνα με τον Mulliken

1. 

   Βρείτε την πρώτη ιονίζουσα ενέργεια του ατόμου. Η ηλεκτροπαραγωγικότητα σύμφωνα με τον Mulliken είναι μια μέθοδος μέτρησης της ηλεκτροπαραγωγικότητας ελαφρώς διαφορετικής από τη μέθοδο κλίμακας Pauling που αναφέρεται παραπάνω. Για να βρείτε την ηλεκτροπαραγωγική ικανότητα Mulliken για ένα δεδομένο άτομο, βρείτε την πρώτη του ιονίζουσα ενέργεια. Αυτή είναι η ενέργεια που απαιτείται για να δώσει το άτομο ένα ηλεκτρόνιο.
   • Ίσως χρειαστεί να το αναζητήσετε στις χημικές σας αναφορές. Αυτή η σελίδα παρέχει έναν πίνακα αναζήτησης που μπορείτε να χρησιμοποιήσετε (μετακινηθείτε προς τα κάτω για να δείτε).
   • Για παράδειγμα, ας υποθέσουμε ότι πρέπει να βρούμε την ηλεκτροαρνητικότητα του λιθίου (Li). Κοιτάζοντας τον πίνακα στην παραπάνω σελίδα, βλέπουμε ότι η πρώτη ενέργεια ιονισμού είναι 520 kJ / mol.

2. 

   Βρείτε την ηλεκτρονική συγγένεια του ατόμου. Αυτό είναι ένα μέτρο της ενέργειας που λαμβάνεται όταν ένα άτομο δέχεται ένα ηλεκτρόνιο για να σχηματίσει ένα αρνητικό ιόν. Πρέπει επίσης να αναζητήσετε αυτήν την παράμετρο στις χημικές σας αναφορές. Αυτός ο ιστότοπος διαθέτει μαθησιακούς πόρους που πρέπει να ψάχνετε.
   • Η ηλεκτρονική συγγένεια του λιθίου είναι 60 kJ mol.

3. 

   Λύστε τις εξισώσεις της ηλεκτροαρνητικότητας σύμφωνα με τον Mulliken. Όταν χρησιμοποιείτε kJ / mol για ενέργεια, η εξίσωση ηλεκτροαρνητικότητας σύμφωνα με τον Mulliken είναι ΕΝ_Mulliken = (1,97 × 10) (Ε_Εγώ+ Ε_εα) + 0,19. Συνδέστε τις τιμές στην εξίσωση και λύστε το EN_Mulliken.
   • Σε αυτό το παράδειγμα, θα λύσουμε τα εξής:

     ΕΝ_Mulliken = (1,97 × 10) (Ε_Εγώ+ Ε_εα) + 0,19

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

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

   διαφήμιση

Συμβουλή

• Εκτός από τις ζυγαριές Pauling και Mulliken, ορισμένες άλλες κλίμακες ηλεκτροαρνητικότητας είναι Allred - Rochow, Sanderson και Allen. Όλες αυτές οι κλίμακες έχουν τις δικές τους εξισώσεις για τον υπολογισμό της ηλεκτροαρνητικότητας (ένας αρκετά περίπλοκος αριθμός).
• Ηλεκτροπαραγωγικότητα καμία μονάδα.