Berekening van elektronegatiwiteit

In chemie is elektronegatiwiteit `n maatstaf van die krag waarmee `n atoom die elektrone in `n atoombinding aantrek. `n Atoom met `n hoë elektronegatiwiteit trek elektrone sterker aan, terwyl `n atoom met `n lae elektronegatiwiteit hulle swak aantrek. Elektronegatiewe waardes word gebruik om te voorspel hoe verskillende atome in `n binding sal optree, wat dit `n belangrike vaardigheid vir basiese chemie maak.

Trappe

Metode 1 van 3: Grondbeginsels van Elektronegatiwiteit

Prent getiteld Bereken Elektronegatiwiteit Stap 1
1. Verstaan ​​dat chemiese bindings vorm wanneer atome elektrone deel. Om elektronegatiwiteit te verstaan ​​is dit belangrik om eers te verstaan ​​wat `n `binding` is. Alle atome in `n molekule wat in `n molekulêre diagram aan mekaar `gekoppel` is, het `n atoombinding. Basies beteken dit dat hulle twee elektrone deel - elke atoom dra een elektron by tot die binding.
  • Die presies redes dat atome elektrone deel en `n binding vorm, is `n bietjie te ver vir hierdie artikel. As jy meer hieroor wil leer, lees Hierdie artikel oor die basiese beginsels van `n atoombinding, of wikiHow se eie artikels oor die onderwerp.
Prent getiteld Bereken Elektronegatiwiteit Stap 2
2. Verstaan ​​die effek van elektronegatiwiteit op die elektrone in die binding. Wanneer twee atome twee elektrone in `n binding deel, deel hulle nie gelyk nie. Wanneer een atoom `n hoër elektronegatiwiteit het as die atoom waaraan gebind is, trek dit die twee elektrone in die binding nader aan homself. `n Atoom met `n baie hoë elektronegatiwiteit kan die elektrone heeltemal na sy kant van die binding trek, sodat die elektrone skaars met die ander atoom gedeel word.
  • Byvoorbeeld, in die NaCl (natriumchloried) molekule het die chlooratoom `n redelik hoë elektronegatiwiteit en natrium `n redelik lae elektronegatiwiteit. As gevolg hiervan sal die elektrone na die chloor en weg van die natrium getrek word.
  • Prent getiteld Bereken Elektronegatiwiteit Stap 3
    3. Gebruik `n elektronegatiwiteitstabel as verwysing. `n Elektronegatiwiteitstabel van elemente het die elemente op dieselfde manier gerangskik as in `n periodieke tabel, behalwe in hierdie geval is elke atoom met sy elektronegatiwiteit gemerk. Jy kan dit in baie handboeke en tegniese artikels vind, maar ook aanlyn.
  • Hierdie is `n skakel na `n uitstekende elektronegatiwiteitstabel. Let daarop dat dit elektronegatiwiteit verteenwoordig volgens die Pauling-skaal, die skaal wat die meeste gebruik word. Daar is egter ander maniere om elektronegatiwiteit te meet, waarvan een hieronder getoon sal word.
  • Prent getiteld Bereken Elektronegatiwiteit Stap 4
    4. Onthou dat elektronegatiwiteit hom tot vinnige skattings leen. As jy nie `n elektronegatiwiteitstabel byderhand het nie, kan jy steeds `n atoom se elektronegatiwiteit skat op grond van waar dit in die periodieke tabel is. As `n algemene reël:
  • Die elektronegatiwiteit van `n atoom is hoër as jy gaan reg beweeg in die periodieke tabel.
  • Die elektronegatiwiteit van `n atoom is hoër as jy opstaan beweeg in die periodieke tabel.
  • Die atome regs bo het die hoogste elektronegatiwiteit en die atome links onder die laagste.
  • Byvoorbeeld, in die voorbeeld hierbo met NaCl, weet jy dat chloor `n hoër elektronegatiwiteit as natrium het, want dit is amper regs bo in die stelsel. Aan die ander kant is natrium ver na links, wat dit `n laer waarde atoom maak.
  • Metode 2 van 3: Vind bindings met elektronegatiwiteit

    Prent getiteld Bereken Elektronegatiwiteit Stap 5
    1. Vind die verskil in elektronegatiwiteit tussen die twee atome. Wanneer twee atome `n binding vorm, kan die verskil in hul elektronegatiwiteit jou meer vertel oor die kwaliteit van hul binding. Trek die kleiner elektronegatiwiteit van die groter een af ​​om die verskil te vind.
    • Byvoorbeeld, as ons na die molekule HF kyk, trek ons ​​die elektronegatiwiteit van waterstof (2.1) af van fluoor (4.0). 4,0 - 2.1=1.9
    Prent getiteld Bereken Elektronegatiwiteit Stap 6
    2. As die verskil minder as 0,5 is, is die binding apolêre kovalent. Die elektrone word byna heeltemal gelykop gedeel. Hierdie bindings vorm nie molekules met groot ladingsverskille aan beide kante nie. Nie-polêre bindings is dikwels baie moeilik om te breek.
  • Byvoorbeeld: die molekule O2 het so `n tipe verband. Aangesien die twee suurstofatome dieselfde elektronegatiwiteit het, is die verskil tussen hulle 0.
  • Prent getiteld Bereken Elektronegatiwiteit Stap 7
    3. As die verskil tussen 0,5-1,6 is, dan is die binding polêre kovalent. Hierdie bindings het meer elektrone aan die een kant as die ander kant. Dit maak die molekule effens meer negatief aan die kant met die elektrone en `n bietjie meer positief aan die kant sonder elektrone. Die ladingwanbalans in hierdie bindings laat die molekule toe om aan sekere spesiale reaksies deel te neem.
  • `n Goeie voorbeeld hiervan is die molekule H2O (water). Die O is meer elektronegatief as die twee H`s, wat veroorsaak dat dit die elektrone stywer bind, wat die hele molekule deels negatief maak by die O-atoom en deels positief by die H-atome.
  • Prent getiteld Bereken Elektronegatiwiteit Stap 8
    4. As die verskil meer as 2,0 is, dan is die binding ionies. In hierdie bindings is die elektrone heeltemal aan die een kant van die binding. Die meer elektronegatiewe atoom kry negatiewe lading en die minder elektronegatiewe atoom kry meer positiewe lading. Hierdie tipe bindings laat die geassosieerde atome toe om goed met ander atome te reageer en selfs deur polêre atome uitmekaar getrek word.
  • `n Voorbeeld hiervan is NaCl (natriumchloried). Chloor is so elektronegatief dat dit beide elektrone in die binding heeltemal na homself aantrek, wat natrium `n positiewe lading gee.
  • Prent getiteld Bereken Elektronegatiwiteit Stap 9
    5. As die verskil tussen 1,6-2,0 is, kyk of daar enige metaal teenwoordig is. As daar wel `n metaal is teenwoordig in die binding, dan is die binding ioniese. As daar net nie-metale in is, dan is die binding polêre kovalent
  • Die meeste atome aan die linkerkant en middel van die periodieke tabel is atome. Hierdie een bladsy het `n tabel wat aandui watter elemente metale is.
  • Die HF-voorbeeld wat vroeër genoem is, val in hierdie kategorie. Aangesien H en F nie metale is nie, het hulle `n polêre kovalent verband.
  • Metode 3 van 3: Bepaal die Mulliken-elektronegatiwiteit

    Prent getiteld Bereken Elektronegatiwiteit Stap 10
    1. Vind die eerste ionisasie-energie van die atoom. Mulliken elektronegatiwiteit is `n effens ander manier om elektronegatiwiteit te meet as die een wat in die Pauling-tabel hierbo gebruik word. Om die Mulliken elektronegatiwiteit van `n spesifieke atoom te vind, moet jy eers die ionisasie-energie van daardie atoom vind. Dit is die energie wat nodig is om die atoom `n enkele elektron te laat ontlaai.
    • Dit is iets wat jy waarskynlik in chemie-naslaanboeke sal moet naslaan. Hierdie een webwerf het `n goeie tabel wat jy kan gebruik (rol af om dit te vind).
    • `n Voorbeeld: Gestel ons wil die elektronegatiwiteit van litium (Li) bepaal. In die tabel op die bogenoemde webwerf lees ons dat die eerste ionisasie-energie gelyk is aan 520 kJ/mol.
    Prent getiteld Bereken Elektronegatiwiteit Stap 11
    2. Vind die elektronaffiniteit van die atoom. Dit is `n maatstaf van die energie wat verkry word wanneer `n elektron by `n atoom gevoeg word om `n negatiewe ioon te skep. Weereens, dit is iets wat jy in `n naslaanboek sal moet naslaan. Hierdie een webwerf het hulpbronne wat jy dalk wil nagaan.
  • Die elektronaffiniteit van y of litium is 60 KJ mol.
  • Prent getiteld Bereken Elektronegatiwiteit Stap 12
    3. Los die Mulliken-elektronegatiwiteit op met die vergelyking. Deur kJ/mol as `n eenheid vir energie te gebruik, is die vergelyking van Mulliken elektronegatiwiteit gelyk aan ENMulliken=(1,97×10)(Ei+Eea) + 0,19. Inkorporeer jou waardes in die vergelyking en los op vir ENMulliken.
  • In ons voorbeeld los ons dit op hierdie manier op:
    ENMulliken=(1,97×10)(Ei+Eea) + 0,19
    ENMulliken=(1,97×10)(520 + 60) + 0,19
    ENMulliken=1,143 + 0,19=1,333
  • Wenke

    • Benewens die Pauling- en Mulliken-skale, is daar ander elektronegatiwiteitskale, insluitend die Allred-Rochow, die Sanderson en die Allen. Dit het almal hul eie vergelykings vir die berekening van elektronegatiwiteit (waarvan sommige redelik kompleks kan raak).
    • Elektronegatiwiteit het geen eenhede nie.

    Оцените, пожалуйста статью