Inhoud

• Stappen
• Methode 1 van 3: De basis
• Methode 2 van 3: Het type binding bepalen door elektronegativiteit
• Methode 3 van 3: Mulliken-elektronegativiteit berekenen
• Tips

In de chemie is elektronegativiteit het vermogen van atomen om elektronen van andere atomen naar zich toe te trekken. Een atoom met een hoge elektronegativiteit trekt elektronen sterk aan, en een atoom met een lage elektronegativiteit trekt elektronen zwak aan. Elektronegativiteitswaarden worden gebruikt om het gedrag van verschillende atomen in chemische verbindingen te voorspellen.

Stappen

Methode 1 van 3: De basis

1. 1 Chemische bindingen. Dergelijke bindingen ontstaan ​​​​wanneer elektronen in atomen met elkaar interageren, dat wil zeggen dat twee elektronen (één van elk atoom) gemeenschappelijk worden.
   • Een beschrijving van de redenen voor de interactie van elektronen in atomen valt buiten het bestek van dit artikel.Lees voor meer informatie over dit onderwerp bijvoorbeeld dit artikel.
2. 2 Effect van elektronegativiteit. Wanneer twee atomen elkaars elektronen aantrekken, is de aantrekkingskracht niet hetzelfde. Een atoom met een hogere elektronegativiteit trekt twee elektronen sterker aan. Een atoom met een zeer hoge elektronegativiteit trekt elektronen aan met zo'n kracht dat we het niet meer hebben over gedeelde elektronen.
   • In het NaCl-molecuul (natriumchloride, keukenzout) heeft het chlooratoom bijvoorbeeld een vrij hoge elektronegativiteit en is het natriumatoom vrij laag. Dus elektronen worden aangetrokken door het chlooratoom en stoten natriumatomen af.
3. 3 Elektronegativiteitstabel. Deze tabel bevat chemische elementen die op dezelfde manier zijn gerangschikt als in het periodiek systeem, maar voor elk element wordt de elektronegativiteit van zijn atomen gegeven. Zo'n tabel is te vinden in scheikundeboeken, naslagwerken en op internet.
   • U vindt hier een uitstekende elektronegativiteitstabel. Merk op dat het de Pauling-elektronegativiteitsschaal gebruikt, die de meest voorkomende is. Er zijn echter andere manieren om elektronegativiteit te berekenen, waarvan er één hieronder zal worden besproken.
4. 4 Elektronegativiteit trends. Als je geen elektronegativiteitstabel bij de hand hebt, kun je de elektronegativiteit van een atoom schatten door de locatie van een element in het periodiek systeem.
   • Hoe naar rechts het element zich bevindt, de meer de elektronegativiteit van zijn atoom.
   • Hoe hoger het element zich bevindt, de meer de elektronegativiteit van zijn atoom.
   • De atomen van de elementen in de rechterbovenhoek van het periodiek systeem hebben dus de hoogste elektronegativiteiten en de atomen van de elementen in de linkerbenedenhoek hebben de laagste.
   • In ons NaCl-voorbeeld kunnen we zeggen dat chloor een hogere elektronegativiteit heeft dan natrium, omdat chloor zich rechts van natrium bevindt.

Methode 2 van 3: Het type binding bepalen door elektronegativiteit

1. 1 Bereken het verschil tussen de elektronegativiteiten van twee atomen om de kenmerken van de binding daartussen te begrijpen. Om dit te doen, trekt u de kleinere elektronegativiteit af van de grotere.
   • Denk bijvoorbeeld aan het HF-molecuul. Trek de elektronegativiteit van waterstof (2.1) af van de elektronegativiteit van fluor (4.0): 4,0 - 2,1 = 1,9.
2. 2 Als het verschil kleiner is dan 0,5, dan is de binding covalent apolair, waarbij elektronen met bijna dezelfde sterkte worden aangetrokken. Dergelijke bindingen worden gevormd tussen twee identieke atomen. Niet-polaire verbindingen zijn over het algemeen zeer moeilijk te verbreken. Dit komt omdat atomen elektronen delen, wat hun binding stabiel maakt. Het kost veel energie om het te vernietigen.
   • Bijvoorbeeld het molecuul O₂ heeft dit type aansluiting. Omdat twee zuurstofatomen dezelfde elektronegativiteit hebben, is het verschil tussen hen 0.
3. 3 Als het verschil in het bereik van 0,5 - 1,6 ligt, is de binding covalent polair. In dit geval trekt een van de twee atomen sterker elektronen aan en krijgt daardoor een gedeeltelijke negatieve lading, en de andere een gedeeltelijke positieve lading. Door deze onbalans in lading kan het molecuul deelnemen aan bepaalde reacties.
   • Bijvoorbeeld het molecuul H₂O (water) heeft dit type binding. Het O-atoom is meer elektronegatief dan twee H-atomen, dus zuurstof trekt elektronen sterker aan en krijgt een gedeeltelijke negatieve lading, en waterstof - een gedeeltelijke positieve lading.
4. 4 Als het verschil groter is dan 2,0, dan is de binding ionisch. Dit is een binding waarbij het gemeenschappelijke elektronenpaar voornamelijk overgaat naar een atoom met een hogere elektronegativiteit, dat een negatieve lading krijgt, en een atoom met een lagere elektronegativiteit een positieve lading krijgt. Moleculen met dergelijke bindingen reageren goed met andere atomen en kunnen zelfs worden vernietigd door polaire atomen.
   • Het NaCl-molecuul (natriumchloride) heeft bijvoorbeeld dit type binding.Het chlooratoom is zo elektronegatief dat het beide elektronen naar zich toe trekt en een negatieve lading krijgt, en het natriumatoom een ​​positieve lading.
   • NaCl kan worden vernietigd door een polair molecuul zoals H2O (water). In een watermolecuul is de waterstofkant van het molecuul positief en de zuurstofkant negatief. Als je zout met water mengt, breken de watermoleculen de zoutmoleculen af, waardoor het oplost.
5. 5 Als het verschil tussen 1,6 en 2,0 is, controleer dan op metaal. Als een metaalatoom in een molecuul aanwezig is, dan is de binding ionisch. Als er geen metaalatomen in het molecuul zitten, is de binding polair covalent.
   • Metalen bevinden zich aan de linkerkant en in het midden van het periodiek systeem. In deze tabel zijn metalen gemarkeerd.
   • In ons HF-voorbeeld valt het verschil tussen elektronegativiteiten binnen dit bereik. Omdat H en F geen metalen zijn, is de binding polair covalent.

Methode 3 van 3: Mulliken-elektronegativiteit berekenen

1. 1 Vind de eerste ionisatie-energie van een atoom. De elektronegativiteitsschaal van Mulliken wijkt enigszins af van de hierboven genoemde Pauling-schaal. De eerste ionisatie-energie is nodig om één atoom van een elektron te verwijderen.
   • De betekenis van dergelijke energie is te vinden in bijvoorbeeld naslagwerken voor scheikunde of op internet hier.
   • Laten we als voorbeeld de elektronegativiteit van lithium (Li) vinden. De eerste ionisatie-energie is 520 kJ / mol.
2. 2 Vind de energie van affiniteit voor een elektron. Dit is de energie die vrijkomt bij het hechten van een elektron aan een atoom. De betekenis van dergelijke energie is te vinden in bijvoorbeeld naslagwerken voor scheikunde of op internet hier.
   • De elektronenaffiniteitsenergie van lithium is 60 kJ / mol.
3. 3 Gebruik de elektronegativiteitsvergelijking van Mulliken:RU_Mulliken = (1,97 × 10) (E_I+ E_ea) + 0,19.
   • In ons voorbeeld:

     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

• Naast de Pauling- en Mulliken-schalen zijn er elektronegativiteitsschalen volgens Allred-Rochow, Sanderson, Allen. Ze hebben allemaal hun eigen formules voor het berekenen van elektronegativiteit (sommige zijn behoorlijk ingewikkeld).
• Elektronegativiteit heeft geen meeteenheden.