Περιεχόμενο

• Βήματα
• Συμβουλές

Στη Χημεία, ηλεκτροαρνητικότητα είναι ένα μέτρο της έλξης που ένα άτομο ασκεί σε ηλεκτρόνια σε έναν δεσμό. Ένα άτομο με υψηλή ηλεκτροαραγωγικότητα προσελκύει ηλεκτρόνια με μεγάλη ένταση, ενώ ένα άτομο με χαμηλή ηλεκτροαρνητικότητα θα το κάνει με μικρή ένταση. Αυτές οι τιμές χρησιμοποιούνται για να προβλέψουν πώς θα συμπεριφέρονται διαφορετικά άτομα όταν συνδέονται μεταξύ τους, καθιστώντας αυτό το θέμα σημαντική δεξιότητα στη βασική χημεία.

Βήματα

Μέθοδος 1 από 3: Βασικές έννοιες της ηλεκτροπαραγωγικότητας

1. 

   Κατανοήστε ότι οι χημικοί δεσμοί συμβαίνουν όταν τα άτομα μοιράζονται ηλεκτρόνια. Για να κατανοήσουμε την ηλεκτροπαραγωγικότητα, είναι σημαντικό να κατανοήσουμε πρώτα τι είναι ο "σύνδεσμος". Οποιαδήποτε δύο άτομα σε ένα μόριο "συνδεδεμένα" μεταξύ τους σε ένα μοριακό διάγραμμα λέγεται ότι έχουν δεσμό μεταξύ τους. Ουσιαστικά, αυτό σημαίνει ότι μοιράζονται ένα σύνολο δύο ηλεκτρονίων - κάθε άτομο συνεισφέρει ένα άτομο στον δεσμό.
   • Οι ακριβείς λόγοι για τους οποίους τα άτομα μοιράζονται ηλεκτρόνια και συνδέονται μαζί δεν αντιστοιχούν στο επίκεντρο αυτού του άρθρου. Αν θέλετε να μάθετε περισσότερα, αναζητήστε στο Διαδίκτυο τις βασικές έννοιες των χημικών δεσμών.

2. 

   
   
   Κατανοήστε τον τρόπο με τον οποίο η ηλεκτροαρνητικότητα επηρεάζει τα ηλεκτρόνια που υπάρχουν στον δεσμό. Όταν δύο άτομα μοιράζονται ένα σύνολο δύο ηλεκτρονίων σε έναν δεσμό, δεν υπάρχει πάντα ίση κατανομή μεταξύ των δύο. Όταν ένα από αυτά έχει υψηλότερη ηλεκτροαρνητικότητα από το άτομο στο οποίο είναι συνδεδεμένο, φέρνει τα δύο ηλεκτρόνια πιο κοντά στον εαυτό του. Ένα άτομο με πολύ υψηλή ηλεκτροαρνητικότητα μπορεί να τραβήξει τα ηλεκτρόνια στο πλάι του στον δεσμό, σχεδόν ακυρώνοντας την κοινή χρήση με το άλλο.
   • Για παράδειγμα, στο μόριο NaCl (χλωριούχο νάτριο), το άτομο χλωρίου έχει υψηλή ηλεκτροαναγωγικότητα και νάτριο, χαμηλή ηλεκτροαρνητικότητα. Σύντομα, τα ηλεκτρόνια θα τραβηχτούν προς το χλώριο και μακριά από νάτριο.

3. 

   
   
   Χρησιμοποιήστε έναν πίνακα ηλεκτροαρνητικότητας ως αναφορά. Ο πίνακας ηλεκτροπαραγωγικότητας παρουσιάζει τα στοιχεία που είναι διατεταγμένα ακριβώς όπως ο περιοδικός πίνακας, αλλά με κάθε άτομο επισημασμένο με την ηλεκτροαναγονικότητά του. Μπορούν να βρεθούν σε πολλά βιβλία χημείας, σε τεχνικά άρθρα και επίσης στο Διαδίκτυο.
   • Εδώ είναι ένας εξαιρετικός πίνακας ηλεκτροπαραγωγικότητας. Σημειώστε ότι χρησιμοποιεί την κλίμακα ηλεκτροπαραγωγικότητας Pauling, η οποία είναι πιο συνηθισμένη. Ωστόσο, υπάρχουν και άλλοι τρόποι μέτρησης της ηλεκτροπαραγωγικότητας, ένας από τους οποίους φαίνεται παρακάτω.

4. 

   
   
   Θυμηθείτε τις τάσεις ηλεκτροπαραγωγικότητας για να κάνετε εύκολα εκτιμήσεις. Εάν δεν διαθέτετε πίνακα ηλεκτροπαραγωγικότητας, είναι ακόμα δυνατό να εκτιμήσετε αυτήν την τιμή με βάση την τοποθεσία σας στον περιοδικό πίνακα. Σαν γενικός κανόνας:
   • Η ηλεκτροπαραγωγικότητα ενός ατόμου αυξάνεται καθώς προχωράτε στο σωστά στον περιοδικό πίνακα.
   • Η ηλεκτροπαραγωγικότητα ενός ατόμου αυξάνεται καθώς προχωράτε πάνω στον περιοδικό πίνακα.
   • Επομένως, τα άτομα στην επάνω δεξιά γωνία έχουν τις υψηλότερες τιμές ηλεκτροαραγωγικότητας και εκείνα στην κάτω αριστερή γωνία έχουν τη χαμηλότερη.
   • Για παράδειγμα, στο προηγούμενο παράδειγμα NaCl, μπορείτε να προσδιορίσετε ότι το χλώριο έχει υψηλότερη ηλεκτροαρνητικότητα από το νάτριο, επειδή βρίσκεται σχεδόν στο υψηλότερο σωστό σημείο. Από την άλλη πλευρά, το νάτριο βρίσκεται πολύ αριστερά του τραπεζιού, γεγονός που το καθιστά ένα από τα λιγότερο πολύτιμα άτομα.

Μέθοδος 2 από 3: Εντοπισμός συνδέσεων με Ηλεκτροναρτητικότητα

1. 

   Βρείτε τη διαφορά στην ηλεκτροπαραγωγικότητα μεταξύ των δύο ατόμων. Όταν δύο άτομα συνδέονται μεταξύ τους, η διαφορά μεταξύ των τιμών ηλεκτροαραγωγικότητάς τους αποκαλύπτει πολλά για την ποιότητα αυτού του δεσμού. Αφαιρέστε τη μικρότερη τιμή από τη μεγαλύτερη για να βρείτε τη διαφορά.
   • Για παράδειγμα, αν κοιτάξουμε το μόριο HF, θα αφαιρέσουμε την τιμή ηλεκτροαραγωγικότητας του υδρογόνου (2.1) από εκείνη του φθορίου (4.0). 4.0 - 2.1 = 1,9.

2. 

   Εάν η διαφορά είναι κάτω από 0,5, ο δεσμός είναι ομοιοπολικός και μη πολικός. Εδώ, τα ηλεκτρόνια μοιράζονται σε σχεδόν ίσο μέτρο. Αυτοί οι δεσμοί δεν σχηματίζουν μόρια με μεγάλες διαφορές φορτίου και στα δύο άκρα. Οι πολικοί δεσμοί είναι συχνά πολύ δύσκολο να σπάσουν.
   • Για παράδειγμα, το μόριο Ο₂ παρουσιάζει αυτόν τον τύπο σύνδεσης. Δεδομένου ότι τα δύο μόρια οξυγόνου έχουν την ίδια ηλεκτροαρνητικότητα, η διαφορά μεταξύ τους είναι ίση με 0.

3. 

   Εάν η διαφορά είναι μεταξύ 0,5 και 1,6, ο δεσμός είναι ομοιοπολικός και πολικός. Αυτοί οι δεσμοί συγκρατούν περισσότερα ηλεκτρόνια στο ένα άκρο από το άλλο. Αυτό καθιστά το μόριο λίγο πιο αρνητικό στο τέλος με περισσότερα ηλεκτρόνια και λίγο πιο θετικό στο τέλος χωρίς αυτά. Η ανισορροπία φορτίου σε αυτούς τους δεσμούς επιτρέπει στα μόρια να συμμετέχουν σε ορισμένες συγκεκριμένες αντιδράσεις.
   • Ένα καλό παράδειγμα αυτού είναι το μόριο Η₂O (νερό). Το Ο είναι πιο ηλεκτροαρνητικό από τα δύο Η, έτσι κρατά τα ηλεκτρόνια πιο κοντά και καθιστά ολόκληρο το μόριο μερικώς αρνητικό στο άκρο Ο και μερικώς θετικό στα άκρα του Η.

4. 

   Εάν η διαφορά είναι μεγαλύτερη από 2, ο δεσμός είναι ιονικός. Σε αυτούς τους δεσμούς, τα ηλεκτρόνια τοποθετούνται εντελώς στο ένα άκρο. Το περισσότερο ηλεκτροαρνητικό άτομο αποκτά αρνητικό φορτίο και το λιγότερο ηλεκτροαρνητικό άτομο κερδίζει θετικό φορτίο. Αυτός ο τύπος δεσμού επιτρέπει στα άτομα να αντιδρούν με άλλα άτομα ή, επιπλέον, να διαχωρίζονται από πολικά άτομα.
   • Ένα παράδειγμα αυτού είναι το NaCl (χλωριούχο νάτριο). Το χλώριο είναι τόσο ηλεκτροαρνητικό που τραβά και τα δύο ηλεκτρόνια μεταξύ τους, αφήνοντας το νάτριο με θετικό φορτίο.

5. 

   Εάν η διαφορά είναι μεταξύ 1,6 και 2, αναζητήστε ένα μέταλλο. Αν εκεί ένα μέταλλο που υπάρχει στο δεσμό, αυτό δείχνει ότι είναι ιωνικός. Εάν υπάρχουν άλλα μη μέταλλα, ο δεσμός είναι πολικό ομοιοπολικό.
   • Τα μέταλλα περιλαμβάνουν τα περισσότερα από τα άτομα στα αριστερά και στο κέντρο του περιοδικού πίνακα. Αυτή η σελίδα έχει έναν πίνακα που δείχνει ποια στοιχεία είναι μέταλλα.
   • Το προηγούμενο παράδειγμα HF εμπίπτει σε αυτήν την ομάδα. Δεδομένου ότι τα H και F δεν είναι μέταλλα, ο δεσμός θα είναι πολικό ομοιοπολικό.

Μέθοδος 3 από 3: Ανακαλύψτε το Mulliken Electronegativity

1. 

   Βρείτε την πρώτη ενέργεια ιονισμού του ατόμου σας. Το Mulliken electronegativity αποτελείται από μια μέθοδο μέτρησης ελαφρώς διαφορετική από αυτήν που βρίσκεται στον πίνακα Pauling παραπάνω. Για να βρείτε την τιμή του για ένα συγκεκριμένο άτομο, βρείτε την πρώτη σας ενέργεια ιονισμού. Αυτή είναι η ενέργεια που απαιτείται για να κάνει το άτομο να εκφορτώσει ένα μόνο ηλεκτρόνιο.
   • Αυτή η τιμή μπορεί πιθανώς να βρεθεί σε χημικά υλικά αναφοράς. Αυτή η σελίδα διαθέτει έναν καλό πίνακα που μπορείτε να χρησιμοποιήσετε (μετακινηθείτε προς τα κάτω για να το βρείτε).
   • Για παράδειγμα, ας υποθέσουμε ότι θέλετε να μάθετε ποια είναι η ηλεκτροαρνητικότητα του λιθίου (Li). Στον πίνακα της παραπάνω σελίδας, μπορούμε να δούμε ότι η πρώτη ενέργεια ιονισμού ισοδυναμεί με 520 kJ / mol.

2. 

   Μάθετε ποια είναι η συγγένεια ηλεκτρονίων του ατόμου. Αυτή είναι μια μέτρηση της ενέργειας που λαμβάνεται όταν ένα ηλεκτρόνιο προστίθεται στο άτομο για να σχηματίσει ένα αρνητικό ιόν. Και πάλι, αυτό είναι κάτι που πρέπει να βρεθεί στα υλικά αναφοράς. Αυτή η σελίδα διαθέτει πόρους που μπορεί να είναι χρήσιμοι.
   • Η ηλεκτρονική συγγένεια του λιθίου είναι ίση με 60 kJ mol.

3. 

   Λύστε την εξίσωση ηλεκτροναρτητικότητας του Mulliken. Όταν χρησιμοποιείτε kJ / mol ως ενεργειακή μονάδα, η εξίσωση ηλεκτροναρτητικότητας του Mulliken μπορεί να γραφτεί ως ΕΝ_Mulliken = (1,97 × 10) (Ε_Εγώ + Ε_{και το}) + 0,19. Εισαγάγετε τα γνωστά δεδομένα στην εξίσωση και βρείτε την τιμή του EN_Mulliken.
   • Στο παράδειγμά μας, θα καταλήξουμε στην ακόλουθη ανάλυση:

     ΕΝ_Mulliken = (1,97 × 10) (Ε_Εγώ + Ε_{και το}) + 0,19

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

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

Συμβουλές

• Εκτός από τις κλίμακες Pauling και Mulliken, υπάρχουν και άλλες κλίμακες ηλεκτροαρνητικότητας, όπως οι Allred-Rochow, Sanderson και Allen. Καθένα από αυτά έχει τις δικές του εξισώσεις για τον υπολογισμό της ηλεκτροαναγονικότητας (και μερικές από αυτές μπορεί να είναι αρκετά περίπλοκες).
• Ηλεκτροπαραγωγικότητα δεν έχει μονάδα μέτρησης.