Përmbajtje

• Hapa
• Metoda 1 nga 3: Bazat
• Metoda 2 nga 3: Përcaktimi i llojit të lidhjes sipas elektronegativitetit
• Metoda 3 nga 3: Llogaritja e elektronegativitetit Mulliken
• Këshilla

Në kimi, elektronegativiteti është aftësia e atomeve për të tërhequr elektrone nga atomet e tjerë tek ata. Një atom me elektronegativitet të lartë tërheq elektronet fort, dhe një atom me elektronegativitet të ulët tërheq elektrone dobët. Vlerat e elektronegativitetit përdoren për të parashikuar sjelljen e atomeve të ndryshëm në përbërjet kimike.

Hapa

Metoda 1 nga 3: Bazat

1. 1 Lidhjet kimike. Lidhje të tilla lindin kur elektronet në atome ndërveprojnë me njëri -tjetrin, domethënë, dy elektrone (një nga secili atom) bëhen të zakonshme.
   • Një përshkrim i arsyeve të bashkëveprimit të elektroneve në atome është përtej fushëveprimit të këtij neni.Për më shumë informacion mbi këtë temë, lexoni, për shembull, këtë artikull.
2. 2 Efekti i elektronegativitetit. Kur dy atome tërheqin elektronet e njëri -tjetrit, forca e tërheqjes nuk është e njëjtë. Një atom me një elektronegativitet më të lartë tërheq dy elektrone më fort. Një atom me një elektronegativitet shumë të lartë tërheq elektrone me një forcë të tillë që nuk po flasim më për elektrone të përbashkëta.
   • Për shembull, në molekulën NaCl (klorur natriumi, kripë e zakonshme), atomi i klorit ka një elektronegativitet mjaft të lartë, dhe atomi i natriumit është mjaft i ulët. Pra elektronet tërhiqen nga atomi i klorit dhe sprapsin atomet e natriumit.
3. 3 Tabela e elektronegativitetit. Kjo tabelë përfshin elementë kimikë të rregulluar në të njëjtën mënyrë si në tabelën periodike, por për secilin element jepet elektronegativiteti i atomeve të tij. Një tabelë e tillë mund të gjendet në tekstet shkollore të kimisë, materialet referuese dhe në internet.
   • Këtu do të gjeni një tabelë të shkëlqyer të elektronegativitetit. Vini re se përdor shkallën e elektronegativitetit Pauling, e cila është më e zakonshme. Sidoqoftë, ka mënyra të tjera për të llogaritur elektronegativitetin, njëra prej të cilave do të diskutohet më poshtë.
4. 4 Tendencat e elektronegativitetit. Nëse nuk keni një tabelë elektronegativiteti në dorë, mund të vlerësoni elektronegativitetin e një atomi sipas vendndodhjes së një elementi në tabelën periodike.
   • Si në të djathtë elementi ndodhet, me shume elektronegativiteti i atomit të tij.
   • Si më e lartë elementi ndodhet, me shume elektronegativiteti i atomit të tij.
   • Kështu, atomet e elementeve të vendosur në këndin e sipërm të djathtë të tabelës periodike kanë elektronegativitetet më të larta, dhe atomet e elementeve të vendosur në këndin e poshtëm të majtë kanë më të ulëtën.
   • Në shembullin tonë NaCl, mund të themi se klori ka një elektronegativitet më të lartë se natriumi, sepse klori ndodhet në të djathtë të natriumit.

Metoda 2 nga 3: Përcaktimi i llojit të lidhjes sipas elektronegativitetit

1. 1 Llogaritni ndryshimin midis elektronegativiteteve të dy atomeve për të kuptuar karakteristikat e lidhjes midis tyre. Për ta bërë këtë, zbritni elektronegativitetin më të vogël nga ai më i madhi.
   • Për shembull, merrni parasysh molekulën HF. Zbritni elektronegativitetin e hidrogjenit (2.1) nga elektronegativiteti i fluorit (4.0): 4.0 - 2.1 = 1,9.
2. 2 Nëse diferenca është më pak se 0.5, atëherë lidhja është jo-polare kovalente, në të cilën elektronet tërhiqen me pothuajse të njëjtën forcë. Lidhje të tilla formohen midis dy atomeve identikë. Lidhjet jo polare në përgjithësi janë shumë të vështira për t'u prishur. Kjo ndodh sepse atomet ndajnë elektronet, gjë që e bën lidhjen e tyre të qëndrueshme. Duhet shumë energji për ta shkatërruar atë.
   • Për shembull, molekula O₂ ka këtë lloj lidhjeje. Meqenëse dy atome oksigjeni kanë të njëjtën elektronegativitet, ndryshimi midis tyre është 0.
3. 3 Nëse diferenca qëndron në intervalin 0.5 - 1.6, atëherë lidhja është polare kovalente. Në këtë rast, njëri nga dy atomet tërheq elektronet më fort dhe për këtë arsye merr një ngarkesë të pjesshme negative, dhe tjetra një ngarkesë të pjesshme pozitive. Ky çekuilibër i ngarkesës lejon molekulën të marrë pjesë në reagime të caktuara.
   • Për shembull, molekula H₂O (uji) ka këtë lloj lidhjeje. Atomi O është më elektronegativ se dy atome H, kështu që oksigjeni tërheq elektronet më fort dhe fiton një ngarkesë të pjesshme negative, dhe hidrogjeni - një ngarkesë të pjesshme pozitive.
4. 4 Nëse diferenca është më e madhe se 2.0, atëherë lidhja është jonike. Kjo është një lidhje në të cilën çifti elektronik i zakonshëm kalon kryesisht në një atom me një elektronegativitet më të lartë, i cili fiton një ngarkesë negative, dhe një atom me një elektronegativitet më të ulët fiton një ngarkesë pozitive. Molekulat me lidhje të tilla reagojnë mirë me atomet e tjerë dhe madje mund të shkatërrohen nga atomet polare.
   • Për shembull, molekula NaCl (klorur natriumi) ka këtë lloj lidhjeje.Atomi i klorit është aq elektronegativ sa tërheq të dy elektronet në vetvete dhe fiton një ngarkesë negative, dhe atomi i natriumit merr një ngarkesë pozitive.
   • NaCl mund të shkatërrohet nga një molekulë polare siç është H2O (uji). Në një molekulë uji, ana hidrogjenore e molekulës është pozitive dhe ana e oksigjenit është negative. Nëse përzieni kripën me ujë, molekulat e ujit shpërbëjnë molekulat e kripës, duke shkaktuar shpërndarjen e saj.
5. 5 Nëse ndryshimi është midis 1.6 dhe 2.0, kontrolloni për metal. Nëse një atom metalik është i pranishëm në një molekulë, atëherë lidhja është jonike. Nëse nuk ka atome metalikë në molekulë, atëherë lidhja është kovalente polare.
   • Metalet janë të vendosura në të majtë dhe në qendër të tabelës periodike. Në këtë tabelë, metalet theksohen.
   • Në shembullin tonë HF, ndryshimi midis elektronegativiteteve bie brenda këtij diapazoni. Meqenëse H dhe F nuk janë metale, lidhja kovalente polare.

Metoda 3 nga 3: Llogaritja e elektronegativitetit Mulliken

1. 1 Gjeni energjinë e parë të jonizimit të një atomi. Shkalla e elektronegativitetit Mulliken është paksa e ndryshme nga shkalla Pauling e përmendur më sipër. Energjia e parë e jonizimit kërkohet për të hequr një atom nga një elektron.
   • Kuptimi i një energjie të tillë mund të gjendet në librat referues të kimisë ose në rrjet, për shembull, këtu.
   • Si shembull, le të gjejmë elektronegativitetin e litiumit (Li). Energjia e tij e parë e jonizimit është 520 kJ / mol.
2. 2 Gjeni energjinë e afinitetit për një elektron. Kjo është energjia e lëshuar në procesin e lidhjes së një elektroni në një atom. Kuptimi i një energjie të tillë mund të gjendet në librat referues të kimisë ose në rrjet, për shembull, këtu.
   • Energjia e afinitetit elektronik të litiumit është 60 kJ / mol.
3. 3 Përdorni ekuacionin e elektronegativitetit të Mulliken:RU_Mulliken = (1.97 × 10) (E_une+ E_ea) + 0,19.
   • Në shembullin tonë:

     RU_Mulliken = (1.97 × 10) (E_une+ E_ea) + 0,19

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

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

Këshilla

• Përveç shkallëve Pauling dhe Mulliken, ka shkallë elektronegativiteti sipas Allred-Rochow, Sanderson, Allen. Ata të gjithë kanë formulat e tyre për llogaritjen e elektronegativitetit (disa prej tyre janë mjaft të komplikuara).
• Elektronegativiteti nuk ka njësi matëse.