In de chemie is elektronegativiteit een maat voor de mate waarin een atoom elektronen in een binding aantrekt. Atomen met een hoge elektronegativiteit trekken elektronen sterk aan, terwijl atomen met een lage elektronegativiteit elektronen zwak aantrekken. Elektronegativiteitswaarden worden gebruikt om het gedrag van verschillende atomen te voorspellen wanneer ze aan elkaar zijn gebonden, waardoor het een belangrijke vaardigheid is in de basischemie.
Stap
Methode 1 van 3: Basisprincipes van elektronegativiteit
Stap 1. Begrijp dat chemische bindingen optreden wanneer atomen elektronen delen
Om elektronegativiteit te begrijpen, is het belangrijk om eerst de betekenis van binding te begrijpen. Elke twee atomen in een molecuul die in een moleculair diagram aan elkaar gerelateerd zijn, hebben bindingen. Kort gezegd betekent dit dat de twee atomen een pool van twee elektronen delen - elk atoom draagt een atoom bij aan de binding.
De exacte redenen waarom atomen elektronen en bindingen delen, vallen buiten het bestek van dit artikel. Als je meer wilt weten, lees dan de volgende artikelen over basisprincipes van verlijmen of andere artikelen
Stap 2. Begrijp hoe elektronegativiteit de elektronen in een binding beïnvloedt
Wanneer beide atomen een pool van twee elektronen in een binding hebben, worden de atomen niet altijd eerlijk verdeeld. Wanneer een atoom een hogere elektronegativiteit heeft dan het atoom waaraan het is gebonden, trekt het de twee elektronen in de binding dichter bij zichzelf aan. Atomen met een hoge elektronegativiteit kunnen elektronen naar de zijkant van de binding trekken en ze delen met alle andere atomen.
In het NaCl-molecuul (natriumchloride) heeft het chloride-atoom bijvoorbeeld een vrij hoge elektronegativiteit en natrium een vrij lage elektronegativiteit. Zo zullen de elektronen worden aangetrokken dicht bij chloride en blijf uit de buurt van natrium.
Stap 3. Gebruik de elektronegativiteitstabel als referentie
De elektronegativiteitstabel van de elementen heeft de elementen precies zo gerangschikt als in het periodiek systeem, behalve dat elk atoom is gelabeld met zijn eigen elektronegativiteit. Deze tabellen zijn te vinden in verschillende scheikundeboeken en technische artikelen, maar ook online.
Dit is een link naar een zeer goede elektronegativiteitstabel. Merk op dat deze tabel de meest gebruikte Pauling-elektronegativiteitsschaal gebruikt. Er zijn echter andere manieren om elektronegativiteit te meten, waarvan er hieronder één wordt weergegeven
Stap 4. Houd rekening met de elektronegativiteitstendensen voor een gemakkelijke schatting
Als je nog geen handige elektronegativiteitstabel hebt, kun je nog steeds de elektronegativiteit van een atoom schatten op basis van zijn locatie in het reguliere periodiek systeem. Als een algemene regel:
- De elektronegativiteit van het atoom neemt toe lang hoe meer je beweegt naar Rechtsaf in het periodiek systeem.
- De elektronegativiteit van het atoom neemt toe lang hoe meer je beweegt rijden in het periodiek systeem.
- Zo hebben de atomen rechtsboven de hoogste elektronegativiteit en de atomen linksonder de laagste elektronegativiteit.
- In het bovenstaande NaCl-voorbeeld kun je bijvoorbeeld zien dat chloor een hogere elektronegativiteit heeft dan natrium, omdat het chloor bijna rechtsboven zit. Aan de andere kant bevindt natrium zich ver naar links, waardoor het een van de laagste atomaire niveaus is.
Methode 2 van 3: Bindingen vinden op basis van elektronegativiteit
Stap 1. Zoek het verschil in elektronegativiteit tussen de twee atomen
Wanneer twee atomen gebonden zijn, kan het verschil tussen de elektronegativiteiten van de twee je vertellen over de kwaliteit van de binding tussen hen. Trek de kleinere elektronegativiteit af van de grotere om het verschil te vinden.
Als we bijvoorbeeld naar het HF-molecuul kijken, trekken we de elektronegativiteit van waterstof (2, 1) af van fluor (4, 0). 4, 0 – 2, 1 = 1, 9
Stap 2. Als het verschil kleiner is dan 0,5, is de binding niet-polair covalent
In deze binding zijn de elektronen redelijk verdeeld. Deze binding vormt geen molecuul met een groot verschil in lading tussen de twee atomen. Niet-polaire bindingen zijn vaak erg moeilijk te verbreken.
Bijvoorbeeld, het O. molecuul2 hebben dit soort binding. Omdat beide zuurstofatomen dezelfde elektronegativiteit hebben, is het verschil tussen hun elektronegativiteit 0.
Stap 3. Als het verschil tussen 0,5-1, 6 is, is de binding polair covalent
Deze binding heeft meer elektronen in één atoom. Dit maakt het molecuul iets negatiever aan het einde van het atoom met meer elektronen, en iets positiever aan het einde van het atoom met minder elektronen. Door de onbalans van lading in deze bindingen kunnen moleculen deelnemen aan bepaalde speciale reacties.
Een goed voorbeeld van deze binding is het H. molecuul2O (water). O is meer elektronegatief dan de twee H's, dus O heeft meer elektronen en maakt het hele molecuul gedeeltelijk negatief aan het O-uiteinde en gedeeltelijk positief aan het H-uiteinde.
Stap 4. Als het verschil meer dan 2,0 is, is de binding ionisch
In deze binding bevinden alle elektronen zich aan het ene uiteinde van de binding. Het meer elektronegatieve atoom krijgt een negatieve lading en het minder elektronegatieve atoom krijgt een positieve lading. Door dergelijke bindingen kunnen de atomen goed reageren met andere atomen en zelfs worden gescheiden door polaire atomen.
Een voorbeeld van deze binding is NaCl (natriumchloride). Chloor is zo elektronegatief dat het beide elektronen in de binding naar zich toe trekt, waardoor natrium een positieve lading krijgt
Stap 5. Als het verschil tussen 1.6-2, 0 is, zoek dan het metaal
Indien er is metaal in de binding, de binding is ionisch. Als er alleen niet-metalen zijn, is de binding polair covalent
- Metalen omvatten de meeste atomen aan de linkerkant en in het midden van het periodiek systeem. Deze pagina heeft een tabel met de elementen die metalen zijn.
- Ons HF-voorbeeld van hierboven is opgenomen in deze das. Omdat H en F geen metalen zijn, hebben ze bindingen polair covalent.
Methode 3 van 3: De Mulliken-elektronegativiteit vinden
Stap 1. Vind de eerste ionisatie-energie van je atoom
De elektronegativiteit van Mulliken verschilt enigszins van de methode voor het meten van de elektronegativiteit die wordt gebruikt in de bovenstaande tabel van Pauling. Om de Mulliken-elektronegativiteit voor een bepaald atoom te vinden, moet je de eerste ionisatie-energie van het atoom vinden. Dit is de energie die nodig is om een atoom een enkel elektron te laten afstaan.
- Dit is iets waar u mogelijk naar moet zoeken in referentiematerialen voor scheikunde. Deze site heeft een goede tabel, die je misschien wilt gebruiken (scroll naar beneden om hem te vinden).
- Stel dat we bijvoorbeeld zoeken naar de elektronegativiteit van lithium (Li). In de tabel op de bovenstaande site kunnen we zien dat de eerste ionisatie-energie is 520 kJ/mol.
Stap 2. Zoek de elektronenaffiniteit van het atoom
Affiniteit is een maat voor de energie die wordt verkregen wanneer een elektron aan een atoom wordt toegevoegd om een negatief ion te vormen. Nogmaals, dit is iets waar je naar moet zoeken in referentiematerialen. Deze site heeft bronnen die u misschien wilt opzoeken.
De elektronenaffiniteit van lithium is 60 KJ mol-1.
Stap 3. Los de Mulliken-elektronegativiteitsvergelijking op
Als je kJ/mol als eenheid voor je energie gebruikt, is de vergelijking voor de Mulliken-elektronegativiteit NLMulliken = (1, 97×10−3)(El+Eea) + 0, 19. Vul uw waarden in de vergelijking in en los op voor ENMulliken.
-
In ons voorbeeld lossen we het als volgt op:
-
- NLMulliken = (1, 97×10−3)(El+Eea) + 0, 19
- NLMulliken = (1, 97×10−3)(520 + 60) + 0, 19
- NLMulliken = 1, 143 + 0, 19 = 1, 333
-
Tips
- Naast de Pauling- en Mulliken-schalen omvatten andere elektronegativiteitsschalen de Allred-Rochow-schaal, de Sanderson-schaal en de Allen-schaal. Al deze schalen hebben hun eigen vergelijkingen voor het berekenen van elektronegativiteit (sommige van die vergelijkingen kunnen behoorlijk ingewikkeld worden).
- Elektronegativiteit heeft geen eenheden.
