Përmbajtje

• Hapat
• Këshilla

Në kimi, elektronegativitet është njësia për matjen e tërheqjes së një atomi në elektron në lidhjen kimike. Atomet me elektronegativitet të lartë do të tërheqin elektronet me forcë të fortë, ndërsa atomet me elektronegativitet të ulët do të tërheqin elektronet me forcë të dobët. Vlerat e elektronegativitetit përdoren për të parashikuar aftësinë për të formuar lidhje kimike midis atomeve, kështu që kjo është një aftësi e rëndësishme në kiminë bazë.

Hapat

Metoda 1 nga 3: Njohuri themelore të elektronegativitetit

1. 

   Lidhja kimike lind kur atomet ndajnë elektronet. Për të kuptuar elektronegativitetin, së pari duhet të kuptoni se çfarë është "lidhja". Cilido dy atome që janë "lidhur" së bashku në strukturën molekulare do të ketë një lidhje midis tyre, që do të thotë se ata ndajnë një çift elektronesh dhe secili atom kontribuon nga një elektron në atë lidhje.
   • Ky artikull nuk përfshin arsyen e saktë pse atomet ndajnë elektronet dhe kanë një lidhje midis tyre. Nëse dëshironi të mësoni më shumë, lexoni këtë artikull mbi lidhjet kimike ose artikullin wikiHow mbi Si të studioni vetitë e lidhjeve kimike.

2. 

   
   
   Si ndikon elektronegativiteti në elektronet në lidhje? Kur dy atome ndajnë të njëjtën palë elektronike në lidhje, kjo pjesë nuk është gjithmonë në ekuilibër. Kur një atom ka një elektronegativitet më të lartë se tjetri, ai tërheq dy elektronet në lidhjen më afër tij. Një atom ka një elektronegativitet shumë të lartë që mund të tërheqë elektronet drejt tij pothuajse plotësisht, dhe vështirë se ndan elektronet me atomin tjetër.
   • Për shembull, në molekulën NaCl (klorur natriumi), atomi i klorit ka një elektronegativitet relativisht të lartë dhe atomi i natriumit ka një elektronegativitet relativisht të ulët. Prandaj elektronet tërhiqen drejt atomit të klorit dhe larg atomeve të natriumit.

3. 

   
   
   Përdorni tabelën e elektronegativitetit për referencë. Në tabelën e elektronegativitetit, elementët kimikë janë rregulluar saktësisht si në sistemin periodik, por elektronegativiteti regjistrohet në secilin atom. Kjo tabelë është shtypur në shumë libra shkollorë të kimisë, literaturë teknike ose në internet.
   • Kjo është lidhja që çon në kontrollorin e elektronegativitetit. Vini re se kjo tabelë përdor shkallën Pauling, e cila është shkalla më e zakonshme e elektronegativitetit. Sidoqoftë, ka mënyra të tjera për të matur elektronegativitetin, dhe njëra prej tyre do të përshkruhet më poshtë.

4. 

   
   
   Atomet janë rregulluar në elektronegativitet për vlerësim të lehtë. Nëse nuk keni një tabelë të elektronegativitetit, mund të vlerësoni elektronegativitetin e një atomi bazuar në pozicionin e tij në një tryezë të rregullt kimike periodike. Si rregull i përgjithshëm:
   • Elektronegativiteti i atomit gradualisht më i lartë kur vazhdon tutje e drejta tabelë periodike.
   • Elektronegativiteti i atomit gradualisht më i lartë ndërsa lëvizni ngjitu lart tabelë periodike.
   • Prandaj, atomet në këndin e sipërm të djathtë kanë elektronegativitetin më të lartë, dhe atomet në këndin e poshtëm të majtë kanë elektronegativitetin më të vogël.
   • Në shembullin e NaCl më sipër, ju mund të thoni që klori ka një elektronegativitet më të lartë se natriumi sepse është shumë afër këndit të sipërm të djathtë të sistemit periodik. Në të kundërt, natriumi është larg në të majtë kështu që bën pjesë në grupin e atomeve me elektronegativitet të ulët.
   reklamë

Metoda 2 e 3: Përcaktoni llojin e lidhjes me anë të elektronegativitetit

1. 

   Gjeni ndryshimin e elektronegativitetit midis dy atomeve. Kur dy atome janë të lidhur, ndryshimi në elektronegativitet midis dy atomeve mund t'ju tregojë vetitë e kësaj lidhjeje. Zbritni elektronegativitetin e ulët për elektronegativitetin e vogël për të gjetur ndryshimin.
   • Duke marrë si shembull molekulën HF, ne do të zbresim elektronegativitetin e fluorit (4,0) për elektronegativitetin e hidrogjenit (2,1). 4.0 - 2.1 = 1,9.

2. 

   Nëse diferenca e elektronegativitetit është më e vogël se rreth 0.5, atëherë ajo lidhje është një lidhje kovalente jopolare, në të cilën elektronet ndahen pothuajse në mënyrë të barabartë. Ky lloj i lidhjes nuk krijon një molekulë me një ndryshim të madh në ngarkesë midis skajeve të lidhjes. Lidhjet jo-polare shpesh janë të vështira për tu thyer.
   • Për shembull, molekula O₂ kanë këtë lloj lidhjeje. Meqenëse dy atomet e oksigjenit kanë të njëjtën elektronegativitet, ndryshimi i tyre është zero.

3. 

   Nëse ndryshimi i elektronegativitetit është ndërmjet 0.5-1.6 atëherë lidhja është një lidhje kovalente polare. Këto lidhje kanë më shumë elektrone në njërin skaj sesa në tjetrën. Kjo bën që molekula të ketë një ngarkesë negative pak më të madhe në fund të elektronit dhe një rrjet pak më të madh të ngarkesës pozitive në skajin tjetër. Mosbalancimi i ngarkesës në lidhje lejon molekulën të marrë pjesë në një numër reagimesh speciale.
   • H molekulare₂O (uji) është një shembull kryesor i kësaj. Atomi O ka një elektronegativitet më të madh se dy atome H, kështu që i mban elektronet më fort dhe bën që e gjithë molekula të mbajë disa ngarkesa negative në skajin O dhe të ndahet pozitivisht në skajin H.

4. 

   Nëse ndryshimi i elektronegativitetit është më i madh se 2.0 atëherë lidhja është një lidhje jonike. Në këtë lidhje, elektronet janë të vendosura plotësisht në njërin skaj të lidhjes. Atomet me një elektronegativitet më të madh kanë një ngarkesë negative, dhe atomet me një elektronegativitet më të vogël kanë një ngarkesë pozitive. Ky lloj i lidhjes lejon që atomi në të të reagojë mirë me atomet e tjerë, dhe madje të ndahet nga atome polare.
   • Një shembull është molekula e BaCl (klorur natriumi). Atomi i klorit ka një ngarkesë kaq të madhe negative sa që tërheq të dy elektronet plotësisht drejt tij, duke bërë që natriumi të ngarkohet pozitivisht.

5. 

   Nëse diferenca e elektronegativitetit është midis 1.6-2.0, kontrolloni elementin metalik. Nëse kanë një element metalik në lidhje është lidhja jonet. Nëse nuk ka elementë metalikë, ajo është bashkim kovalente polare.
   • Elementet metalikë përfshijnë shumicën e elementeve në të majtë dhe në mes të sistemit periodik. Kjo faqe ka një tabelë që tregon se cilat elemente janë metalike.
   • Shembulli i mësipërm i HF është në këtë interval. Meqenëse H dhe F nuk janë metale, ato janë të lidhura kovalente polare.
   reklamë

Metoda 3 nga 3: Gjeni elektronegativitetin sipas Mulliken

1. 

   Gjeni energjinë e parë jonizuese të atomit. Elektronegativiteti sipas Mulliken është një metodë e matjes së elektronegativitetit pak më ndryshe nga metoda e shkallës Pauling e përmendur më lart. Për të gjetur elektronegativitetin Mulliken për një atom të caktuar, gjeni energjinë e saj të parë jonizuese. Kjo është energjia e nevojshme që atomi të japë një elektron.
   • Ju mund të duhet ta shikoni këtë në referencat tuaja kimike. Kjo faqe ofron një tabelë kërkimi që mund ta përdorni (lëvizni poshtë për ta parë).
   • Për shembull, supozoni se duhet të gjejmë elektronegativitetin e litiumit (Li). Duke parë tabelën në faqen e mësipërme, shohim se energjia e parë e jonizimit është 520 kJ / mol.

2. 

   Gjeni afinitetin elektronik të atomit. Kjo është një masë e energjisë së marrë kur një atom merr një elektron për të formuar një jon negativ. Ju gjithashtu duhet të kërkoni këtë parametër në referencat tuaja kimike. Kjo faqe ka burime mësimore që duhet të kërkoni.
   • Afiniteti elektronik i litiumit është 60 kJ mol.

3. 

   Zgjidh ekuacionin e nivelit të tingullit elektrik sipas Mulliken. Kur përdorni kJ / mol për energji, ekuacioni i elektronegativitetit sipas Mulliken është EN_Mulliken = (1.97 × 10) (E_unë+ E_ea) + 0,19. Vendosni vlerat në ekuacion dhe zgjidhni për EN_Mulliken.
   • Në këtë shembull, ne do të zgjidhim sa vijon:

     EN_Mulliken = (1.97 × 10) (E_unë+ E_ea) + 0,19

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

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

   reklamë

Këshilla

• Përveç shkallëve Pauling dhe Mulliken, disa shkallë të tjera të elektronegativitetit janë Allred - Rochow, Sanderson dhe Allen. Të gjitha këto shkallë kanë ekuacionet e tyre për llogaritjen e elektronegativitetit (një numër mjaft i komplikuar).
• Electronegativity asnjë njësi.