Στη χημεία, η ηλεκτροαρνητικότητα είναι μια μέτρηση του βαθμού στον οποίο ένα άτομο προσελκύει ηλεκτρόνια σε έναν δεσμό. Τα άτομα με υψηλή ηλεκτροαρνητικότητα προσελκύουν ισχυρά τα ηλεκτρόνια, ενώ άτομα με χαμηλή ηλεκτροαρνητικότητα προσελκύουν ηλεκτρόνια ασθενώς. Οι τιμές ηλεκτραρνητικότητας χρησιμοποιούνται για την πρόβλεψη της συμπεριφοράς διαφορετικών ατόμων όταν συνδέονται μεταξύ τους, καθιστώντας την μια σημαντική δεξιότητα στη βασική χημεία.
Βήμα
Μέθοδος 1 από 3: Βασικές αρχές ηλεκτροαρνητικότητας
Βήμα 1. Κατανοήστε ότι οι χημικοί δεσμοί εμφανίζονται όταν τα άτομα μοιράζονται ηλεκτρόνια
Για να κατανοήσουμε την ηλεκτραρνητικότητα, είναι σημαντικό να κατανοήσουμε πρώτα την έννοια του δεσμού. Τυχόν δύο άτομα σε ένα μόριο που σχετίζονται μεταξύ τους σε ένα μοριακό διάγραμμα, έχουν δεσμούς. Βασικά, αυτό σημαίνει ότι τα δύο άτομα μοιράζονται μια δεξαμενή δύο ηλεκτρονίων - κάθε άτομο συμβάλλει ένα άτομο στο δεσμό.
Οι ακριβείς λόγοι για τους οποίους τα άτομα μοιράζονται ηλεκτρόνια και δεσμούς είναι πέρα από το πεδίο εφαρμογής αυτού του άρθρου. Αν θέλετε να μάθετε περισσότερα, δοκιμάστε να διαβάσετε τα ακόλουθα άρθρα σχετικά με τα βασικά της συγκόλλησης ή άλλα άρθρα
Βήμα 2. Κατανοήστε πώς επηρεάζει η ηλεκτραρνητικότητα τα ηλεκτρόνια ενός δεσμού
Όταν και τα δύο άτομα έχουν μια δεξαμενή δύο ηλεκτρονίων σε ένα δεσμό, τα άτομα δεν μοιράζονται πάντα δίκαια. Όταν ένα άτομο έχει υψηλότερη ηλεκτροαρνητικότητα από το άτομο στο οποίο είναι συνδεδεμένο, προσελκύει τα δύο ηλεκτρόνια του δεσμού πιο κοντά στον εαυτό του. Τα άτομα με υψηλή ηλεκτραρνητικότητα μπορούν να προσελκύσουν ηλεκτρόνια στην πλευρά του δεσμού, μοιράζοντάς τα με όλα τα άλλα άτομα.
Για παράδειγμα, στο μόριο NaCl (χλωριούχο νάτριο), το άτομο χλωριδίου έχει αρκετά υψηλή ηλεκτροαρνητικότητα και το νάτριο έχει αρκετά χαμηλή ηλεκτροαρνητικότητα. Έτσι, τα ηλεκτρόνια θα έλκονται κοντά στο χλωρίδιο και μείνετε μακριά από το νάτριο.
Βήμα 3. Χρησιμοποιήστε τον πίνακα ηλεκτροαρνητικότητας ως αναφορά
Ο πίνακας ηλεκτραρνητικότητας των στοιχείων έχει τα στοιχεία τακτοποιημένα ακριβώς όπως στον περιοδικό πίνακα, εκτός από το ότι κάθε άτομο είναι επισημασμένο με τη δική του ηλεκτραρνητικότητα. Αυτοί οι πίνακες μπορούν να βρεθούν σε διάφορα εγχειρίδια χημείας και άρθρα μηχανικής καθώς και στο διαδίκτυο.
Αυτός είναι ένας σύνδεσμος προς έναν πολύ καλό πίνακα ηλεκτροαρνητικότητας. Σημειώστε ότι αυτός ο πίνακας χρησιμοποιεί την πιο συχνά χρησιμοποιούμενη κλίμακα ηλεκτροαρνητικότητας Pauling. Ωστόσο, υπάρχουν και άλλοι τρόποι μέτρησης της ηλεκτροαρνητικότητας, ένας από τους οποίους φαίνεται παρακάτω
Βήμα 4. Λάβετε υπόψη τις τάσεις ηλεκτραρνητικότητας για μια εύκολη εκτίμηση
Εάν δεν έχετε ακόμη έναν εύχρηστο πίνακα ηλεκτροαρνητικότητας, μπορείτε ακόμα να εκτιμήσετε την ηλεκτραρνητικότητα ενός ατόμου με βάση τη θέση του στον κανονικό περιοδικό πίνακα. Σαν γενικός κανόνας:
- Η ηλεκτραρνητικότητα του ατόμου αυξάνεται ψηλός όσο περισσότερο κινείσαι σωστά στον περιοδικό πίνακα.
- Η ηλεκτραρνητικότητα του ατόμου αυξάνεται ψηλός όσο περισσότερο κινείσαι βόλτα στον περιοδικό πίνακα.
- Έτσι, τα άτομα πάνω δεξιά έχουν την υψηλότερη ηλεκτραρνητικότητα και τα άτομα κάτω αριστερά έχουν τη χαμηλότερη ηλεκτραρνητικότητα.
- Για παράδειγμα, στο παραπάνω παράδειγμα NaCl, μπορείτε να πείτε ότι το χλώριο έχει υψηλότερη ηλεκτραρνητικότητα από το νάτριο επειδή το χλώριο είναι σχεδόν επάνω δεξιά. Από την άλλη πλευρά, το νάτριο είναι πολύ αριστερά, καθιστώντας το ένα από τα χαμηλότερα ατομικά επίπεδα.
Μέθοδος 2 από 3: Εύρεση δεσμών με ηλεκτροαρνητικότητα
Βήμα 1. Βρείτε τη διαφορά στην ηλεκτροαρνητικότητα μεταξύ των δύο ατόμων
Όταν συνδέονται δύο άτομα, η διαφορά μεταξύ των ηλεκτροαρνητικότητας των δύο μπορεί να σας πει για την ποιότητα του δεσμού μεταξύ τους. Αφαιρέστε τη μικρότερη ηλεκτραρνητικότητα από τη μεγαλύτερη για να βρείτε τη διαφορά.
Για παράδειγμα, αν κοιτάξουμε το μόριο HF, θα αφαιρέσουμε την ηλεκτραρνητικότητα του υδρογόνου (2, 1) από το φθόριο (4, 0). 4, 0 - 2, 1 = 1, 9
Βήμα 2. Εάν η διαφορά είναι κάτω από 0,5, ο δεσμός είναι μη πολικός ομοιοπολικός
Σε αυτόν τον δεσμό, τα ηλεκτρόνια μοιράζονται αρκετά. Αυτός ο δεσμός δεν σχηματίζει μόριο που έχει μεγάλη διαφορά φορτίου μεταξύ των δύο ατόμων. Οι μη πολικοί δεσμοί τείνουν να είναι πολύ δύσκολο να σπάσουν.
Για παράδειγμα, το μόριο Ο2 έχουν αυτόν τον τύπο ομολόγου. Δεδομένου ότι και τα δύο οξυγόνα έχουν την ίδια ηλεκτραρνητικότητα, η διαφορά μεταξύ των ηλεκτροαρνητικών τους είναι 0.
Βήμα 3. Εάν η διαφορά είναι μεταξύ 0,5-1, 6, ο δεσμός είναι πολικός ομοιοπολικός
Αυτός ο δεσμός έχει περισσότερα ηλεκτρόνια σε ένα άτομο. Αυτό καθιστά το μόριο ελαφρώς πιο αρνητικό στο τέλος του ατόμου με περισσότερα ηλεκτρόνια και ελαφρώς πιο θετικό στο τέλος του ατόμου με λιγότερα ηλεκτρόνια. Η ανισορροπία φορτίου σε αυτούς τους δεσμούς επιτρέπει στα μόρια να λάβουν μέρος σε ορισμένες ειδικές αντιδράσεις.
Ένα καλό παράδειγμα αυτού του δεσμού είναι το μόριο Η2Ο (νερό). Το Ο είναι πιο ηλεκτροαρνητικό από τα δύο Η, οπότε το Ο έχει περισσότερα ηλεκτρόνια και καθιστά ολόκληρο το μόριο μερικώς αρνητικό στο άκρο Ο και μερικώς θετικό στο άκρο Η.
Βήμα 4. Εάν η διαφορά είναι μεγαλύτερη από 2,0, ο δεσμός είναι ιοντικός
Σε αυτόν τον δεσμό, όλα τα ηλεκτρόνια βρίσκονται στο ένα άκρο του δεσμού. Όσο περισσότερο ηλεκτραρνητικό άτομο παίρνει αρνητικό φορτίο και τόσο λιγότερο ηλεκτραρνητικό άτομο παίρνει θετικό φορτίο. Τέτοιοι δεσμοί επιτρέπουν στα άτομα να αντιδρούν καλά με άλλα άτομα και ακόμη και να διαχωρίζονται από πολικά άτομα.
Ένα παράδειγμα αυτού του δεσμού είναι το NaCl (χλωριούχο νάτριο). Το χλώριο είναι τόσο ηλεκτροαρνητικό που προσελκύει και τα δύο ηλεκτρόνια του δεσμού προς τον εαυτό του, αφήνοντας το νάτριο με θετικό φορτίο
Βήμα 5. Εάν η διαφορά είναι μεταξύ 1,6-2, 0, βρείτε το μέταλλο
Αν υπάρχει μέταλλο στο δεσμό, ο δεσμός είναι ιωνικός Το Εάν υπάρχουν μόνο μη μέταλλα, ο δεσμός είναι πολικό ομοιοπολικό
- Τα μέταλλα περιλαμβάνουν τα περισσότερα άτομα στα αριστερά και στο κέντρο του περιοδικού πίνακα. Αυτή η σελίδα έχει έναν πίνακα που δείχνει τα στοιχεία που είναι μέταλλα.
- Το παράδειγμά μας HF από πάνω, περιλαμβάνεται σε αυτήν την ισοπαλία. Δεδομένου ότι τα H και F δεν είναι μέταλλα, έχουν δεσμούς πολικό ομοιοπολικό.
Μέθοδος 3 από 3: Εύρεση της ηλεκτροαρνητικότητας Mulliken
Βήμα 1. Βρείτε την πρώτη ενέργεια ιοντισμού του ατόμου σας
Η ηλεκτραρνητικότητα του Mulliken διαφέρει ελαφρώς από τη μέθοδο μέτρησης της ηλεκτροαρνητικότητας που χρησιμοποιείται στον παραπάνω πίνακα του Pauling. Για να βρείτε την ηλεκτραρνητικότητα Mulliken για ένα δεδομένο άτομο, βρείτε την πρώτη ενέργεια ιοντισμού του ατόμου. Αυτή είναι η ενέργεια που απαιτείται για να κάνει ένα άτομο να εγκαταλείψει ένα μόνο ηλεκτρόνιο.
- Αυτό είναι κάτι που ίσως χρειαστεί να αναζητήσετε στα υλικά αναφοράς χημείας. Αυτός ο ιστότοπος έχει έναν καλό πίνακα, τον οποίο μπορεί να θέλετε να χρησιμοποιήσετε (μετακινηθείτε προς τα κάτω για να τον βρείτε).
- Για παράδειγμα, ας υποθέσουμε ότι αναζητούμε την ηλεκτροαρνητικότητα του λιθίου (Li). Στον πίνακα στην παραπάνω τοποθεσία, μπορούμε να δούμε ότι η πρώτη ενέργεια ιοντισμού είναι 520 kJ/mol.
Βήμα 2. Βρείτε τη συγγένεια ηλεκτρονίων του ατόμου
Η συγγένεια είναι μια μέτρηση της ενέργειας που λαμβάνεται όταν ένα ηλεκτρόνιο προστίθεται σε ένα άτομο για να σχηματίσει ένα αρνητικό ιόν. Και πάλι, αυτό είναι κάτι που πρέπει να αναζητήσετε στα υλικά αναφοράς. Αυτός ο ιστότοπος διαθέτει πόρους που μπορεί να θέλετε να αναζητήσετε.
Η συγγένεια ηλεκτρονίων του λιθίου είναι 60 KJ mol-1.
Βήμα 3. Λύστε την εξίσωση ηλεκτροαρνητικότητας Mulliken
Όταν χρησιμοποιείτε kJ/mol ως μονάδα για την ενέργειά σας, η εξίσωση για την ηλεκτραρνητικότητα Mulliken είναι ENMulliken = (1, 97×10−3)(ΜΙΕγώ+Εεα) + 0, 19 Το Συνδέστε τις τιμές σας στην εξίσωση και λύστε για ENMulliken.
-
Στο παράδειγμά μας, θα το λύσουμε ως εξής:
-
- ENMulliken = (1, 97×10−3)(ΜΙΕγώ+Εεα) + 0, 19
- ENMulliken = (1, 97×10−3)(520 + 60) + 0, 19
- ENMulliken = 1, 143 + 0, 19 = 1, 333
-
Συμβουλές
- Εκτός από τις κλίμακες Pauling και Mulliken, άλλες κλίμακες ηλεκτροαρνητικότητας περιλαμβάνουν την κλίμακα Allred – Rochow, την κλίμακα Sanderson και την κλίμακα Allen. Όλες αυτές οι κλίμακες έχουν τις δικές τους εξισώσεις για τον υπολογισμό της ηλεκτροαρνητικότητας (μερικές από αυτές τις εξισώσεις μπορεί να γίνουν αρκετά περίπλοκες).
- Η ηλεκτροαρνητικότητα δεν έχει μονάδες.
