בכימיה, אלקטרונגטיביות היא מדידה של המידה שבה אטום מושך אלקטרונים בקשר. אטומים בעלי אלקטרונטיביות גבוהה מושכים אלקטרונים בחוזקה, בעוד אטומים בעלי אלקטרטיביות נמוכה מושכים אלקטרונים חלשים. ערכי אלקטרונגטיביות משמשים לחיזוי התנהגות של אטומים שונים כשהם קשורים זה לזה, מה שהופך אותו למיומנות חשובה בכימיה בסיסית.
שלב
שיטה 1 מתוך 3: יסודות האלקטרו -שליליות
שלב 1. להבין שקשרים כימיים מתרחשים כאשר האטומים חולקים אלקטרונים
כדי להבין את האלקטרוניטיביות, חשוב להבין תחילה את משמעות הקשר. לכל שני אטומים במולקולה הקשורים זה לזה בתרשים מולקולרי, יש קשרים. ביסודו של דבר, המשמעות היא ששני האטומים חולקים מאגר שני אלקטרונים - כל אטום תורם אטום אחד לקשר.
הסיבות המדויקות מדוע אטומים חולקים אלקטרונים וקשרים הם מעבר להיקף מאמר זה. אם אתה רוצה ללמוד עוד, נסה לקרוא את המאמרים הבאים בנושא יסודות מליטה או מאמרים אחרים
שלב 2. הבין כיצד האלקטרוניטיביות משפיעה על האלקטרונים בקשר
כאשר לשני האטומים יש מאגר של שני אלקטרונים בקשר, לא תמיד האטומים חולקים בצורה הוגנת. כאשר לאטום אחד יש אלקטרטיביות גבוהה יותר מהאטום שאליו הוא נקשר, הוא מושך את שני האלקטרונים בקשר קרוב יותר לעצמו. אטומים בעלי אלקטרונטיביות גבוהה יכולים למשוך אלקטרונים לצידו של הקשר, ולחלוק אותם עם כל האטומים האחרים.
לדוגמה, במולקולת NaCl (נתרן כלורי), לאטום הכלוריד יש אלקטרטיביות גבוהה למדי ולנתרן אלקטרטיביות נמוכה למדי. כך, האלקטרונים יימשכו קרוב לכלוריד ו התרחק מסודיום.
שלב 3. השתמש בטבלת האלקטרו -שליליות כהפניה
טבלת האלקטרו -שליליות של היסודות מכילה את האלמנטים המסודרים בדיוק כמו בטבלה המחזורית, פרט לכך שכל אטום מסומן עם אלקטרו -שליליות משלו. ניתן למצוא טבלאות אלה במגוון ספרי לימוד ומאמרים הנדסיים וכן באינטרנט.
זהו קישור לטבלת אלקטרונגטיביות טובה מאוד. שים לב שטבלה זו משתמשת בסולם האלקטרו -שליליות של פאולינג הנפוץ ביותר. עם זאת, ישנן דרכים אחרות למדידת אלקטרונגטיביות, אחת מהן מוצגת להלן
שלב 4. זכור את נטיות האלקטרו -שליליות לאומדן קל
אם עדיין אין לך טבלת אלקטרו -שליליות שימושית, אתה עדיין יכול להעריך את האלקטרו -שליליות של אטום בהתבסס על מיקומה בטבלה המחזורית הרגילה. ככלל:
- האלקטרוניטיביות של האטום עולה גובה ככל שאתה עובר אליו ימין בטבלה המחזורית.
- האלקטרוניטיביות של האטום עולה גובה ככל שאתה זז נסיעה בטבלה המחזורית.
- לפיכך, האטומים בפינה הימנית העליונה הם בעלי האלקטרו -שליליות הגבוהה ביותר והאטומים בצד שמאל למטה הם בעלי האלקטרטיביות הנמוכות ביותר.
- לדוגמה, בדוגמה של NaCl למעלה, אתה יכול לדעת שלכלור יש אלקטרטיביות גבוהה יותר מאשר נתרן מכיוון שהכלור כמעט מימין למעלה. מצד שני, הנתרן רחוק לשמאל, מה שהופך אותו לאחת מרמות האטום הנמוכות ביותר.
שיטה 2 מתוך 3: מציאת איגרות חוב לפי אלקטרו -שליליות
שלב 1. מצא את ההבדל באלקטרוניטיביות בין שני האטומים
כאשר שני אטומים מחוברים, ההבדל בין האלקטרו -שליליות של השניים יכול לספר לך על איכות הקשר ביניהם. הפחת את האלקטרו -שליליות הקטנה מהגדולה יותר כדי למצוא את ההבדל.
לדוגמה, אם נסתכל על מולקולת ה- HF, נגרע את האלקטרו -שליליות של מימן (2, 1) מהפלואור (4, 0). 4, 0 - 2, 1 = 1, 9
שלב 2. אם ההפרש נמוך מ- 0.5, הקשר אינו קוולנטי לא קוטבי
בקשר זה, האלקטרונים משותפים למדי. קשר זה אינו יוצר מולקולה שיש לה הבדל גדול במטען בין שני האטומים. קשרים לא קוטביים נוטים להיות מאוד קשים לניתוק.
לדוגמה, מולקולת O.2 יש קשר מסוג זה. מאחר שלשני החמצנים יש אותה אלקטרטיביות, ההבדל בין האלקטרוניטיביות שלהם הוא 0.
שלב 3. אם ההפרש הוא בין 0.5-1, 6, הקשר הוא קוולנטי קוטבי
לקשר זה יש יותר אלקטרונים באטום אחד. זה הופך את המולקולה למעט יותר שלילית בסוף האטום עם יותר אלקטרונים, ומעט יותר חיובית בסוף האטום עם פחות אלקטרונים. חוסר איזון המטען בקשרים אלה מאפשר למולקולות לקחת חלק בתגובות מיוחדות מסוימות.
דוגמה טובה לקשר זה היא מולקולת ה2O (מים). O הוא אלקטרו -שלילי יותר משני ה- H, כך של- O יש יותר אלקטרונים והופך את המולקולה כולה לשלילית בחלקה בקצה O ולחלקה לחיובית בקצה ה- H.
שלב 4. אם ההפרש הוא יותר מ -2.0, הקשר הוא יוני
בקשר זה כל האלקטרונים נמצאים בקצה אחד של הקשר. האטום האלקטרו -שלילי יותר מקבל מטען שלילי והאטום האלקטרו -שלילי פחות מקבל מטען חיובי. קשרים כאלה מאפשרים לאטומים להגיב היטב עם אטומים אחרים ואף להפריד בינם לבין אטומים קוטביים.
דוגמה לקשר זה היא NaCl (נתרן כלורי). הכלור כל כך אלקטרו -שלילי שהוא מושך את שני האלקטרונים בקשר אל עצמו ומותיר נתרן בעל מטען חיובי
שלב 5. אם ההפרש הוא בין 1.6-2, 0, מצא את המתכת
אם יש מתכת בקשר, הקשר הוא יונית. אם יש רק מתכות, הקשר הוא קוולנטי קוטבי
- מתכות מהוות את מרבית האטומים משמאל ובמרכז הטבלה המחזורית. בדף זה יש טבלה המציגה את האלמנטים שהם מתכות.
- דוגמת ה- HF שלנו מלמעלה, כלולה בעניבה זו. מכיוון ש- H ו- F אינם מתכות, יש להם קשרים קוולנטי קוטבי.
שיטה 3 מתוך 3: מציאת האלקטרו -שליליות מולליקן
שלב 1. מצא את אנרגיית היינון הראשונה של האטום שלך
האלקטרוניטיביות של מולליקן שונה במקצת משיטת מדידת האלקטרונטיביות הנהוגה בטבלה של פאולינג לעיל. כדי למצוא את האלקטרו -שליליות של מולליקן לאטום נתון, מצא את אנרגיית היינון הראשונה של האטום. זוהי האנרגיה הנדרשת כדי לגרום לאטום לוותר על אלקטרון בודד.
- זה משהו שאולי תצטרך לחפש בחומרי הפניה לכימיה. באתר זה יש טבלה טובה, שתרצה להשתמש בה (גלול למטה כדי למצוא אותה).
- לדוגמה, נניח שאנו מחפשים את האלקטרונגטיביות של ליתיום (לי). בטבלה באתר לעיל, אנו יכולים לראות כי אנרגיית היינון הראשונה היא 520 kJ/mol.
שלב 2. מצא את זיקה האלקטרונים של האטום
זיקה היא מדידה של האנרגיה המתקבלת כאשר אלקטרון מתווסף לאטום ליצירת יון שלילי. שוב, זה משהו שאתה צריך לחפש בחומרי עזר. באתר זה יש משאבים שתרצה לחפש.
זיקה האלקטרונים של ליתיום היא 60 KJ מול-1.
שלב 3. פתור את משוואת האלקטרו -שליליות מולליקן
כאשר אתה משתמש ב- kJ/mol כיחידה לאנרגיה שלך, המשוואה של האלקטרונטיביות מולליקן היא ENמולליקן = (1, 97×10−3) (האני+Eea) + 0, 19. חבר את הערכים שלך למשוואה ופתור עבור ENמולליקן.
-
בדוגמה שלנו, נפתור את זה כך:
-
- ENמולליקן = (1, 97×10−3) (האני+Eea) + 0, 19
- ENמולליקן = (1, 97×10−3)(520 + 60) + 0, 19
- ENמולליקן = 1, 143 + 0, 19 = 1, 333
-
טיפים
- בנוסף לסולם פאולינג ומולליקן, סולמות אלקטרו -שליליות אחרים כוללים את סולם אלרד -רושוב, סולם סנדרסון וסולם אלן. לכל הסקאלים הללו יש משוואות משלהם לחישוב אלקטרונגטיביות (חלק מהמשוואות האלה עלולות להסתבך למדי).
- לאלקטרוניטיביות אין יחידות.
