Περιεχόμενο

• Βήματα
• Μέθοδος 1 από 3: Τα βασικά
• Μέθοδος 2 από 3: Προσδιορισμός του τύπου του δεσμού με ηλεκτροαρνητικότητα
• Μέθοδος 3 από 3: Υπολογισμός Ηλεκτραρνητικότητας Mulliken
• Συμβουλές

Στη χημεία, ηλεκτροαρνητικότητα είναι η ικανότητα των ατόμων να προσελκύουν ηλεκτρόνια από άλλα άτομα σε αυτά. Ένα άτομο με υψηλή ηλεκτροαρνητικότητα προσελκύει ισχυρά ηλεκτρόνια και ένα άτομο με χαμηλή ηλεκτροαρνητικότητα προσελκύει ηλεκτρόνια ασθενώς. Οι τιμές ηλεκτραρνητικότητας χρησιμοποιούνται για την πρόβλεψη της συμπεριφοράς διαφόρων ατόμων σε χημικές ενώσεις.

Βήματα

Μέθοδος 1 από 3: Τα βασικά

1. 1 Χημικοί δεσμοί. Τέτοιοι δεσμοί προκύπτουν όταν τα ηλεκτρόνια των ατόμων αλληλεπιδρούν μεταξύ τους, δηλαδή δύο ηλεκτρόνια (ένα από κάθε άτομο) γίνονται κοινά.
   • Μια περιγραφή των λόγων για την αλληλεπίδραση των ηλεκτρονίων στα άτομα είναι πέρα ​​από το πεδίο αυτού του άρθρου.Για περισσότερες πληροφορίες σχετικά με αυτό το θέμα, διαβάστε, για παράδειγμα, αυτό το άρθρο.
2. 2 Επίδραση της ηλεκτροαρνητικότητας. Όταν δύο άτομα έλκουν τα ηλεκτρόνια του άλλου, η δύναμη έλξης δεν είναι η ίδια. Ένα άτομο με υψηλότερη ηλεκτροαρνητικότητα προσελκύει δύο ηλεκτρόνια πιο έντονα. Ένα άτομο με πολύ υψηλή ηλεκτροαρνητικότητα προσελκύει ηλεκτρόνια με τέτοια δύναμη που δεν μιλάμε πλέον για κοινά ηλεκτρόνια.
   • Για παράδειγμα, στο μόριο NaCl (χλωριούχο νάτριο, κοινό άλας), το άτομο χλωρίου έχει αρκετά υψηλή ηλεκτροαρνητικότητα και το άτομο νατρίου είναι μάλλον χαμηλό. Τα ηλεκτρόνια λοιπόν έλκονται από το άτομο του χλωρίου και απωθούν τα άτομα νατρίου.
3. 3 Πίνακας ηλεκτροαρνητικότητας. Αυτός ο πίνακας περιλαμβάνει χημικά στοιχεία τακτοποιημένα με τον ίδιο τρόπο όπως στον περιοδικό πίνακα, αλλά για κάθε στοιχείο δίνεται η ηλεκτραρνητικότητα των ατόμων του. Ένας τέτοιος πίνακας μπορεί να βρεθεί σε εγχειρίδια χημείας, υλικά αναφοράς και στον ιστό.
   • Θα βρείτε έναν εξαιρετικό πίνακα ηλεκτροαρνητικότητας εδώ. Σημειώστε ότι χρησιμοποιεί την κλίμακα ηλεκτροαρνητικότητας Pauling, η οποία είναι η πιο κοινή. Ωστόσο, υπάρχουν άλλοι τρόποι υπολογισμού της ηλεκτροαρνητικότητας, ένας από τους οποίους θα συζητηθεί παρακάτω.
4. 4 Τάσεις ηλεκτροαρνητικότητας. Εάν δεν έχετε έναν πίνακα ηλεκτροαρνητικότητας, μπορείτε να εκτιμήσετε την ηλεκτροαρνητικότητα ενός ατόμου με τη θέση ενός στοιχείου στον περιοδικό πίνακα.
   • Πως δεξιά το στοιχείο βρίσκεται, το περισσότερο την ηλεκτραρνητικότητα του ατόμου του.
   • Πως πιο ψηλά το στοιχείο βρίσκεται, το περισσότερο την ηλεκτραρνητικότητα του ατόμου του.
   • Έτσι, τα άτομα των στοιχείων που βρίσκονται στην επάνω δεξιά γωνία του περιοδικού πίνακα έχουν τις υψηλότερες ηλεκτραρνητικότητες και τα άτομα των στοιχείων που βρίσκονται στην κάτω αριστερή γωνία έχουν τη χαμηλότερη.
   • Στο παράδειγμα NaCl, μπορούμε να πούμε ότι το χλώριο έχει υψηλότερη ηλεκτραρνητικότητα από το νάτριο, επειδή το χλώριο βρίσκεται στα δεξιά του νατρίου.

Μέθοδος 2 από 3: Προσδιορισμός του τύπου του δεσμού με ηλεκτροαρνητικότητα

1. 1 Υπολογίστε τη διαφορά μεταξύ των ηλεκτροαρνητικότητας δύο ατόμων για να κατανοήσετε τα χαρακτηριστικά του δεσμού μεταξύ τους. Για να το κάνετε αυτό, αφαιρέστε τη μικρότερη ηλεκτραρνητικότητα από τη μεγαλύτερη.
   • Για παράδειγμα, σκεφτείτε το μόριο HF. Αφαιρέστε την ηλεκτραρνητικότητα του υδρογόνου (2,1) από την ηλεκτροαρνητικότητα του φθορίου (4,0): 4,0 - 2,1 = 1,9.
2. 2 Εάν η διαφορά είναι μικρότερη από 0,5, τότε ο δεσμός είναι ομοιοπολικός μη πολικός, στον οποίο τα ηλεκτρόνια έλκονται με την ίδια σχεδόν ισχύ. Τέτοιοι δεσμοί σχηματίζονται μεταξύ δύο πανομοιότυπων ατόμων. Οι μη πολικές συνδέσεις είναι γενικά πολύ δύσκολο να σπάσουν. Αυτό συμβαίνει επειδή τα άτομα μοιράζονται ηλεκτρόνια, γεγονός που καθιστά τον δεσμό τους σταθερό. Χρειάζεται πολλή ενέργεια για να το καταστρέψεις.
   • Για παράδειγμα, το μόριο Ο₂ έχει αυτόν τον τύπο σύνδεσης. Δεδομένου ότι δύο άτομα οξυγόνου έχουν την ίδια ηλεκτραρνητικότητα, η διαφορά μεταξύ τους είναι 0.
3. 3 Εάν η διαφορά βρίσκεται στο εύρος 0,5 - 1,6, τότε ο δεσμός είναι ομοιοπολικός πολικός. Σε αυτή την περίπτωση, το ένα από τα δύο άτομα έλκει τα ηλεκτρόνια πιο έντονα και συνεπώς αποκτά ένα μερικό αρνητικό φορτίο, και το άλλο ένα μερικό θετικό φορτίο. Αυτή η ανισορροπία φορτίου επιτρέπει στο μόριο να συμμετέχει σε ορισμένες αντιδράσεις.
   • Για παράδειγμα, το μόριο Η₂Ο (νερό) έχει αυτόν τον τύπο δεσμού. Το άτομο Ο είναι πιο ηλεκτροαρνητικό από δύο άτομα Η, οπότε το οξυγόνο έλκει τα ηλεκτρόνια πιο έντονα και αποκτά ένα μερικό αρνητικό φορτίο και το υδρογόνο - ένα μερικό θετικό φορτίο.
4. 4 Εάν η διαφορά είναι μεγαλύτερη από 2,0, τότε ο δεσμός είναι ιοντικός. Αυτός είναι ένας δεσμός στον οποίο το κοινό ζεύγος ηλεκτρονίων περνά κυρίως σε ένα άτομο με υψηλότερη ηλεκτραρνητικότητα, το οποίο αποκτά αρνητικό φορτίο και ένα άτομο με χαμηλότερη ηλεκτροαρνητικότητα αποκτά θετικό φορτίο. Μόρια με τέτοιους δεσμούς αντιδρούν καλά με άλλα άτομα και μπορούν ακόμη και να καταστραφούν από πολικά άτομα.
   • Για παράδειγμα, το μόριο NaCl (χλωριούχο νάτριο) έχει αυτόν τον τύπο δεσμού.Το άτομο του χλωρίου είναι τόσο ηλεκτροαρνητικό που προσελκύει και τα δύο ηλεκτρόνια στον εαυτό του και αποκτά αρνητικό φορτίο και το άτομο νατρίου αποκτά θετικό φορτίο.
   • Το NaCl μπορεί να καταστραφεί από ένα πολικό μόριο όπως το H2O (νερό). Σε ένα μόριο νερού, η πλευρά υδρογόνου του μορίου είναι θετική και η πλευρά οξυγόνου αρνητική. Εάν αναμίξετε αλάτι με νερό, τα μόρια του νερού διασπούν τα μόρια του αλατιού, προκαλώντας τη διάλυση του.
5. 5 Εάν η διαφορά είναι μεταξύ 1,6 και 2,0, ελέγξτε για μέταλλο. Εάν ένα άτομο μετάλλου είναι παρόν σε ένα μόριο, τότε ο δεσμός είναι ιοντικός. Εάν δεν υπάρχουν μεταλλικά άτομα στο μόριο, τότε ο δεσμός είναι πολικός ομοιοπολικός.
   • Τα μέταλλα βρίσκονται στα αριστερά και στο κέντρο του περιοδικού πίνακα. Σε αυτόν τον πίνακα, επισημαίνονται τα μέταλλα.
   • Στο παράδειγμά μας HF, η διαφορά μεταξύ ηλεκτροαρνητικότητας εμπίπτει σε αυτό το εύρος. Δεδομένου ότι τα H και F δεν είναι μέταλλα, ο δεσμός πολικό ομοιοπολικό.

Μέθοδος 3 από 3: Υπολογισμός Ηλεκτραρνητικότητας Mulliken

1. 1 Βρείτε την πρώτη ενέργεια ιοντισμού ενός ατόμου. Η κλίμακα ηλεκτροαρνητικότητας Mulliken διαφέρει ελαφρώς από την κλίμακα Pauling που αναφέρθηκε παραπάνω. Η πρώτη ενέργεια ιοντισμού απαιτείται για να αφαιρεθεί ένα άτομο από ένα ηλεκτρόνιο.
   • Η έννοια μιας τέτοιας ενέργειας μπορεί να βρεθεί στα βιβλία αναφοράς χημείας ή στο διαδίκτυο, για παράδειγμα, εδώ.
   • Για παράδειγμα, ας βρούμε την ηλεκτραρνητικότητα του λιθίου (Li). Η πρώτη του ενέργεια ιοντισμού είναι 520 kJ / mol.
2. 2 Βρείτε την ενέργεια της συγγένειας για ένα ηλεκτρόνιο. Αυτή είναι η ενέργεια που απελευθερώνεται κατά τη διαδικασία σύνδεσης ενός ηλεκτρονίου σε ένα άτομο. Η έννοια μιας τέτοιας ενέργειας μπορεί να βρεθεί στα βιβλία αναφοράς χημείας ή στο διαδίκτυο, για παράδειγμα, εδώ.
   • Η ενέργεια συγγένειας ηλεκτρονίων του λιθίου είναι 60 kJ / mol.
3. 3 Χρησιμοποιήστε την εξίσωση ηλεκτροαρνητικότητας του Mulliken:RU_Mulliken = (1,97 × 10) (Ε_Εγώ+ Ε_εα) + 0,19.
   • Στο παράδειγμά μας:

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

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

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

Συμβουλές

• Εκτός από τις κλίμακες Pauling και Mulliken, υπάρχουν κλίμακες ηλεκτροαρνητικότητας σύμφωνα με τους Allred-Rochow, Sanderson, Allen. Όλοι έχουν τους δικούς τους τύπους για τον υπολογισμό της ηλεκτραρνητικότητας (μερικοί από αυτούς είναι αρκετά περίπλοκοι).
• Η ηλεκτροαρνητικότητα δεν έχει μονάδες μέτρησης.