Inhoud

• Stappen
• Advies

In de chemie, elektronegativiteit is de eenheid voor het meten van de aantrekkingskracht van een atoom tot het elektron in een chemische binding. Atomen met een hoge elektronegativiteit zullen elektronen met een sterke kracht aantrekken, terwijl atomen met een lage elektronegativiteit elektronen met een zwakke kracht zullen aantrekken. Elektronegativiteitswaarden worden gebruikt om het vermogen te voorspellen om chemische bindingen tussen atomen te vormen, dus dit is een belangrijke vaardigheid in de basischemie.

Stappen

Methode 1 van 3: Basiskennis elektronegativiteit

1. 

   Chemische binding ontstaat wanneer atomen elektronen delen. Om elektronegativiteit te begrijpen, moet u eerst begrijpen wat "binding" is. Elke twee atomen die met elkaar "verbonden" zijn in de moleculaire structuur, zullen een band tussen hen hebben, dat wil zeggen, ze delen een paar elektronen en elk atoom draagt ​​een elektron bij aan die binding.
   • Dit artikel behandelt niet de exacte reden waarom atomen delen elektronen en hebben een band tussen hen. Als je meer wilt weten, lees dan dit artikel over chemische binding of wikiHow's artikel over hoe chemische bindingseigenschappen te bestuderen.

2. 

   
   
   Hoe beïnvloedt elektronegativiteit elektronen in de binding? Wanneer twee atomen hetzelfde elektronenpaar in binding delen, is dit aandeel niet altijd in evenwicht. Wanneer het ene atoom een ​​hogere elektronegativiteit heeft dan het andere, trekt het de twee elektronen in de binding dichter naar zich toe. Een atoom heeft een zeer hoge elektronegativiteit die elektronen bijna volledig naar zich toe kan trekken en nauwelijks elektronen deelt met het andere atoom.
   • Zo heeft in het NaCl (natriumchloride) molecuul het chlooratoom een ​​relatief hoge elektronegativiteit en het natriumatoom een ​​relatief lage elektronegativiteit. Vandaar dat de elektronen worden getrokken naar het chlooratoom en weg van natriumatomen.

3. 

   
   
   Gebruik de elektronegativiteitstabel als referentie. Op de elektronegativiteitstafel zijn de chemische elementen precies zo gerangschikt als in het periodiek systeem, maar de elektronegativiteit wordt op elk atoom geregistreerd. Deze grafiek is gedrukt in veel scheikundeboeken, technische literatuur of op internet.
   • Dit is de verbinding die leidt naar de elektronegativiteitscontrole. Merk op dat deze tabel de Pauling-schaal gebruikt, de meest voorkomende elektronegativiteitsschaal. Er zijn echter andere manieren om elektronegativiteit te meten, en een daarvan wordt hieronder beschreven.

4. 

   
   
   De atomen zijn in elektronegativiteit gerangschikt voor eenvoudige schatting. Als je geen elektronegativiteitskaart hebt, kun je de elektronegativiteit van een atoom schatten op basis van zijn positie op een regulier chemisch periodiek systeem. Als een algemene regel:
   • Elektronegativiteit van het atoom geleidelijk hoger als je verder gaat het recht periodiek systeem.
   • Elektronegativiteit van het atoom geleidelijk hoger terwijl je beweegt omhoog gaan periodiek systeem.
   • Daarom hebben de atomen in de rechterbovenhoek de hoogste elektronegativiteit en de atomen in de linker benedenhoek de laagste elektronegativiteit.
   • In het bovenstaande NaCl-voorbeeld kun je zien dat chloor een hogere elektronegativiteit heeft dan natrium, omdat het heel dicht bij de rechterbovenhoek van het periodiek systeem staat. Natrium bevindt zich daarentegen ver naar links, dus het behoort tot de groep atomen met een lage elektronegativiteit.
   advertentie

Methode 2 van 3: Bepaal het type binding door middel van elektronegativiteit

1. 

   Ontdek het elektronegativiteitsverschil tussen twee atomen. Wanneer twee atomen zijn gebonden, kan het verschil in elektronegativiteit tussen de twee atomen u de eigenschappen van die binding vertellen. Trek de kleine elektronegativiteit af van de kleine elektronegativiteit om het verschil te vinden.
   • Als we het HF-molecuul als voorbeeld nemen, trekken we de elektronegativiteit van fluor (4,0) af voor de elektronegativiteit van waterstof (2,1). 4,0 - 2,1 = 1,9.

2. 

   Als het elektronegativiteitsverschil kleiner is dan ongeveer 0,5, dan is de binding een niet-polaire covalente binding, waarin elektronen vrijwel gelijk verdeeld zijn. Dit type binding creëert geen molecuul met een groot verschil in lading tussen de uiteinden van de binding. Niet-polaire bindingen zijn vaak moeilijk te verbreken.
   • Bijvoorbeeld molecuul O₂ er is dit type link. Omdat de twee zuurstofatomen dezelfde elektronegativiteit hebben, is hun verschil nul.

3. 

   Als het elektronegativiteitsverschil tussen 0,5 en 1,6 ligt, is de binding een polaire covalente binding. Deze bindingen hebben aan het ene uiteinde meer elektronen dan aan het andere. Hierdoor heeft het molecuul een iets grotere negatieve lading aan het uiteinde van het elektron en een iets grotere netto positieve lading aan het andere uiteinde. Door de onbalans in de lading kan het molecuul deelnemen aan een aantal speciale reacties.
   • Moleculaire H.₂O (water) is hier een goed voorbeeld van. Het O-atoom heeft een grotere elektronegativiteit dan twee H-atomen, dus het houdt elektronen steviger vast en zorgt ervoor dat het hele molecuul een negatieve lading draagt ​​aan het O-uiteinde en een positieve scheiding aan het H-uiteinde.

4. 

   Als het elektronegativiteitsverschil groter is dan 2,0, dan is de binding een ionische binding. In deze binding bevinden elektronen zich volledig aan één uiteinde van de binding. Atomen met een grotere elektronegativiteit hebben een negatieve lading en atomen met een kleinere elektronegativiteit hebben een positieve lading. Door dit type binding kan het atoom erin goed reageren met andere atomen en zelfs worden gescheiden door polaire atomen.
   • Een voorbeeld is het BaCl-molecuul (natriumchloride). Het chlooratoom heeft zo'n grote negatieve lading dat het beide elektronen er volledig naar toe trekt, waardoor natrium positief geladen wordt.

5. 

   Als het elektronegativiteitsverschil tussen 1,6 en 2,0 ligt, controleer dan het metalen element. Als hebben een metalen element in de band is de band ionen. Als er geen metalen elementen zijn, is het een hechting polair covalent.
   • Metalen elementen omvatten de meeste elementen links en in het midden van het periodiek systeem. Deze pagina heeft een tabel die laat zien welke elementen van metaal zijn.
   • Het bovenstaande HF-voorbeeld bevindt zich in dit bereik. Omdat H en F geen metalen zijn, zijn ze gebonden polair covalent.
   advertentie

Methode 3 van 3: Vind de elektronegativiteit volgens Mulliken

1. 

   Vind de eerste ioniserende energie van het atoom. Elektronegativiteit volgens Mulliken is een methode om elektronegativiteit te meten die enigszins afwijkt van de hierboven genoemde Pauling-schaalmethode. Om de elektronegativiteit van Mulliken voor een bepaald atoom te vinden, moet je de eerste ioniserende energie ervan vinden. Dit is de energie die het atoom nodig heeft om een ​​elektron weg te geven.
   • Mogelijk moet u dit opzoeken in uw chemische referenties. Deze pagina biedt een opzoektabel die u kunt gebruiken (scroll naar beneden om te zien).
   • Stel dat we de elektronegativiteit van lithium (Li) moeten vinden. Als we naar de tabel op de bovenstaande pagina kijken, zien we dat de eerste ionisatie-energie is 520 kJ / mol.

2. 

   Zoek de elektronische affiniteit van het atoom. Dit is een maat voor de energie die wordt verkregen wanneer een atoom een ​​elektron ontvangt om een ​​negatief ion te vormen. U moet deze parameter ook opzoeken in uw chemische referenties. Deze site bevat leermiddelen waarnaar u zou moeten zoeken.
   • De elektronische affiniteit van Lithium is 60 kJ mol.

3. 

   Los vergelijkingen van elektronegativiteit op volgens Mulliken. Als je kJ / mol voor energie gebruikt, is de elektronegativiteitsvergelijking volgens Mulliken dat wel NL_Mulliken = (1,97 x 10) (E._ik+ E_ea) + 0,19. Plug de waarden in de vergelijking en los op voor EN_Mulliken.
   • In dit voorbeeld lossen we het volgende op:

     NL_Mulliken = (1,97 x 10) (E._ik+ E_ea) + 0,19

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

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

   advertentie

Advies

• Naast de Pauling- en Mulliken-schalen zijn enkele andere elektronegativiteitsschalen Allred - Rochow, Sanderson en Allen. Al deze schalen hebben hun eigen vergelijkingen voor het berekenen van elektronegativiteit (een vrij ingewikkeld getal).
• Elektronegativiteit geen eenheid.