Zawartość

• Kroki
• Metoda 1 z 3: Podstawy
• Metoda 2 z 3: Określanie rodzaju wiązania za pomocą elektroujemności
• Metoda 3 z 3: Obliczanie elektroujemności Mullikena
• Porady

W chemii elektroujemność to zdolność atomów do przyciągania do nich elektronów z innych atomów. Atom o wysokiej elektroujemności silnie przyciąga elektrony, a atom o niskiej elektroujemności słabo przyciąga elektrony. Wartości elektroujemności służą do przewidywania zachowania różnych atomów w związkach chemicznych.

Kroki

Metoda 1 z 3: Podstawy

1. 1 Wiązania chemiczne. Takie wiązania powstają, gdy elektrony w atomach oddziałują ze sobą, to znaczy, że dwa elektrony (po jednym z każdego atomu) stają się wspólne.
   • Opis przyczyn oddziaływania elektronów w atomach wykracza poza zakres tego artykułu.Więcej informacji na ten temat znajdziesz na przykład w tym artykule.
2. 2 Wpływ elektroujemności. Kiedy dwa atomy przyciągają elektrony, siła przyciągania nie jest taka sama. Atom o wyższej elektroujemności silniej przyciąga dwa elektrony. Atom o bardzo wysokiej elektroujemności przyciąga elektrony z taką siłą, że nie mówimy już o elektronach wspólnych.
   • Na przykład w cząsteczce NaCl (chlorek sodu, sól kuchenna) atom chloru ma dość wysoką elektroujemność, a atom sodu jest raczej niski. Więc elektrony są przyciągane do atomu chloru oraz odpychają atomy sodu.
3. 3 Tabela elektroujemności. Ta tabela zawiera pierwiastki chemiczne ułożone w taki sam sposób jak w układzie okresowym, ale dla każdego pierwiastka podana jest elektroujemność jego atomów. Taką tabelę można znaleźć w podręcznikach do chemii, materiałach referencyjnych oraz w Internecie.
   • Znajdziesz tutaj doskonały stół elektroujemności. Zauważ, że używa skali elektroujemności Paulinga, która jest najczęstsza. Istnieją jednak inne sposoby obliczania elektroujemności, z których jeden zostanie omówiony poniżej.
4. 4 Trendy elektroujemności. Jeśli nie masz pod ręką tabeli elektroujemności, możesz oszacować elektroujemność atomu na podstawie położenia pierwiastka w układzie okresowym.
   • Jak w prawo element znajduje się, jeszcze elektroujemność jego atomu.
   • Jak wyższy element znajduje się, jeszcze elektroujemność jego atomu.
   • Zatem atomy pierwiastków znajdujących się w prawym górnym rogu układu okresowego mają najwyższe elektroujemności, a atomy pierwiastków znajdujących się w lewym dolnym rogu mają najniższe.
   • W naszym przykładzie NaCl możemy powiedzieć, że chlor ma wyższą elektroujemność niż sód, ponieważ chlor znajduje się na prawo od sodu.

Metoda 2 z 3: Określanie rodzaju wiązania za pomocą elektroujemności

1. 1 Oblicz różnicę między elektroujemnościami dwóch atomów, aby zrozumieć charakterystykę wiązania między nimi. Aby to zrobić, odejmij mniejszą elektroujemność od większej.
   • Rozważmy na przykład cząsteczkę HF. Odejmij elektroujemność wodoru (2,1) od elektroujemności fluoru (4,0): 4,0 - 2,1 = 1,9.
2. 2 Jeśli różnica jest mniejsza niż 0,5, to wiązanie jest kowalencyjne niepolarne, w którym elektrony są przyciągane z prawie taką samą siłą. Takie wiązania powstają między dwoma identycznymi atomami. Połączenia niepolarne są na ogół bardzo trudne do zerwania. Dzieje się tak, ponieważ atomy dzielą elektrony, co sprawia, że ​​ich wiązanie jest stabilne. Zniszczenie go wymaga dużo energii.
   • Na przykład cząsteczka O₂ ma tego typu połączenie. Ponieważ dwa atomy tlenu mają taką samą elektroujemność, różnica między nimi wynosi 0.
3. 3 Jeżeli różnica mieści się w zakresie 0,5 – 1,6, to wiązanie jest polarne kowalencyjnie. W tym przypadku jeden z dwóch atomów silniej przyciąga elektrony i dlatego uzyskuje częściowy ładunek ujemny, a drugi częściowy ładunek dodatni. Ta nierównowaga ładunku pozwala cząsteczce uczestniczyć w pewnych reakcjach.
   • Na przykład cząsteczka H₂O (woda) ma ten rodzaj wiązania. Atom O jest bardziej elektroujemny niż dwa atomy H, więc tlen silniej przyciąga elektrony i uzyskuje częściowy ładunek ujemny, a wodór częściowy ładunek dodatni.
4. 4 Jeśli różnica jest większa niż 2,0, to wiązanie jest jonowe. Jest to wiązanie, w którym wspólna para elektronów przechodzi głównie do atomu o wyższej elektroujemności, który uzyskuje ładunek ujemny, a atom o niższej elektroujemności uzyskuje ładunek dodatni. Cząsteczki z takimi wiązaniami dobrze reagują z innymi atomami, a nawet mogą zostać zniszczone przez atomy polarne.
   • Na przykład cząsteczka NaCl (chlorek sodu) ma ten rodzaj wiązania.Atom chloru jest tak elektroujemny, że przyciąga do siebie oba elektrony i uzyskuje ładunek ujemny, a atom sodu uzyskuje ładunek dodatni.
   • NaCl może zostać zniszczony przez cząsteczkę polarną, taką jak H2O (woda). W cząsteczce wody strona wodorowa cząsteczki jest dodatnia, a tlenowa ujemna. Jeśli zmieszasz sól z wodą, cząsteczki wody rozbijają cząsteczki soli, powodując jej rozpuszczenie.
5. 5 Jeśli różnica wynosi od 1,6 do 2,0, sprawdź metal. Jeśli atom metalu jest obecny w cząsteczce, to wiązanie jest jonowe. Jeśli w cząsteczce nie ma atomów metalu, wiązanie jest kowalencyjne polarne.
   • Metale znajdują się po lewej i pośrodku układu okresowego. W tej tabeli podświetlone są metale.
   • W naszym przykładzie HF różnica między elektroujemnościami mieści się w tym zakresie. Ponieważ H i F nie są metalami, wiązanie kowalencyjny polarny.

Metoda 3 z 3: Obliczanie elektroujemności Mullikena

1. 1 Znajdź pierwszą energię jonizacji atomu. Skala elektroujemności Mullikena różni się nieco od wspomnianej powyżej skali Paulinga. Pierwsza energia jonizacji jest wymagana do usunięcia jednego atomu z elektronu.
   • Znaczenie takiej energii można znaleźć w książkach do chemii lub w sieci, na przykład tutaj.
   • Jako przykład znajdźmy elektroujemność litu (Li). Jego pierwsza energia jonizacji to 520 kJ/mol.
2. 2 Znajdź energię powinowactwa dla elektronu. Jest to energia uwalniana w procesie przyłączania elektronu do atomu. Znaczenie takiej energii można znaleźć w książkach do chemii lub w sieci, na przykład tutaj.
   • Energia powinowactwa elektronowego litu wynosi 60 kJ/mol.
3. 3 Użyj równania elektroujemności Mullikena:RU_Mulliken = (1,97 × 10) (E_i+ E_tak) + 0,19.
   • W naszym przykładzie:

     RU_Mulliken = (1,97 × 10) (E_i+ E_tak) + 0,19

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

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

Porady

• Oprócz skal Paulinga i Mullikena istnieją skale elektroujemności według Allreda-Rochowa, Sandersona, Allena. Wszystkie mają własne wzory do obliczania elektroujemności (niektóre z nich są dość skomplikowane).
• Elektroujemność nie ma jednostek miary.