Kimyada elektronegatiflik, bir atomun bir bağdaki elektronları çekme derecesinin bir ölçümüdür. Elektronegatifliği yüksek olan atomlar elektronları güçlü bir şekilde çekerken, düşük elektronegatifliğe sahip atomlar elektronları zayıf çeker. Elektronegatiflik değerleri, farklı atomların birbirine bağlandıklarında davranışlarını tahmin etmek için kullanılır ve bu da onu temel kimyada önemli bir beceri haline getirir.
Adım
Yöntem 1/3: Elektronegatifliğin Temelleri
Adım 1. Atomlar elektronları paylaştığında kimyasal bağların oluştuğunu anlayın
Elektronegatifliği anlamak için önce bağın anlamını anlamak önemlidir. Moleküler bir diyagramda birbiriyle ilişkili olan bir moleküldeki herhangi iki atomun bağları vardır. Temel olarak bu, iki atomun iki elektronlu bir havuzu paylaştığı anlamına gelir - her atom bağa bir atom katkıda bulunur.
Atomların elektronları ve bağları paylaşmalarının kesin nedenleri bu makalenin kapsamı dışındadır. Daha fazla bilgi edinmek istiyorsanız, yapıştırma temelleri veya diğer makaleler hakkında aşağıdaki makaleleri okumayı deneyin
Adım 2. Elektronegatifliğin bir bağdaki elektronları nasıl etkilediğini anlayın
Her iki atom da bir bağda iki elektron havuzuna sahip olduğunda, atomlar her zaman adil bir şekilde paylaşmazlar. Bir atom, bağlı olduğu atomdan daha yüksek bir elektronegatifliğe sahip olduğunda, bağdaki iki elektronu kendine daha yakın çeker. Elektronegatifliği yüksek olan atomlar, elektronları bağın yanına çekerek diğer tüm atomlarla paylaşabilir.
Örneğin, NaCl (sodyum klorür) molekülünde, klorür atomunun elektronegatifliği oldukça yüksek ve sodyumun elektronegatifliği oldukça düşüktür. Böylece elektronlar çekilir. klorüre yakın ve sodyumdan uzak dur.
Adım 3. Elektronegatiflik tablosunu referans olarak kullanın
Elementlerin elektronegatiflik tablosu, her atomun kendi elektronegatifliği ile etiketlenmesi dışında, periyodik tablodaki gibi tam olarak düzenlenmiş elementlere sahiptir. Bu tablolar çeşitli kimya ders kitaplarında ve mühendislik makalelerinde ve ayrıca çevrimiçi olarak bulunabilir.
Bu, çok iyi bir elektronegatiflik tablosuna bir bağlantıdır. Bu tablonun en yaygın olarak kullanılan Pauling elektronegatiflik ölçeğini kullandığını unutmayın. Bununla birlikte, biri aşağıda gösterilen elektronegatifliği ölçmenin başka yolları da vardır
Adım 4. Kolay bir tahmin için elektronegatiflik eğilimlerini aklınızda bulundurun
Henüz kullanışlı bir elektronegatiflik tablonuz yoksa, bir atomun elektronegatifliğini düzenli periyodik tablodaki konumuna göre yine de tahmin edebilirsiniz. Genel bir kural olarak:
- Atomun elektronegatifliği artar uzun boylu ne kadar çok hareket edersen sağ periyodik tabloda.
- Atomun elektronegatifliği artar uzun boylu ne kadar çok hareket edersen sürmek periyodik tabloda.
- Böylece sağ üstteki atomlar en yüksek elektronegatifliğe, sol alttaki atomlar ise en düşük elektronegatifliğe sahiptir.
- Örneğin, yukarıdaki NaCl örneğinde, klor neredeyse sağ üstte olduğu için klorun sodyumdan daha yüksek bir elektronegatifliğe sahip olduğunu söyleyebilirsiniz. Öte yandan, sodyum çok soldadır ve bu da onu en düşük atomik seviyelerden biri yapar.
Yöntem 2/3: Elektronegatifliğe Göre Bağları Bulma
Adım 1. İki atom arasındaki elektronegatiflik farkını bulun
İki atom bağlandığında, ikisinin elektronegatiflikleri arasındaki fark, aralarındaki bağın kalitesi hakkında size bilgi verebilir. Farkı bulmak için küçük elektronegatifliği büyük olandan çıkarın.
Örneğin, HF molekülüne bakarsak, hidrojenin (2, 1) elektronegatifliğini flordan (4, 0) çıkaracağız. 4, 0 – 2, 1 = 1, 9
Adım 2. Fark 0,5'in altındaysa, bağ polar olmayan kovalenttir
Bu bağda elektronlar oldukça paylaşılır. Bu bağ, iki atom arasında büyük bir yük farkı olan bir molekül oluşturmaz. Polar olmayan bağların kırılması çok zor olma eğilimindedir.
Örneğin, O. molekülü2 bu tür bir bağ var. Her iki oksijen de aynı elektronegatifliğe sahip olduğundan, elektronegatiflikleri arasındaki fark 0'dır.
Adım 3. Fark 0,5-1,6 arasındaysa bağ polar kovalenttir
Bu bağın bir atomda daha fazla elektronu vardır. Bu, molekülü daha fazla elektronlu atomun sonunda biraz daha negatif ve daha az elektronlu atomun sonunda biraz daha pozitif yapar. Bu bağlardaki yük dengesizliği, moleküllerin belirli özel reaksiyonlarda yer almasına izin verir.
Bu bağın güzel bir örneği H. molekülüdür.2O (su). O, iki H'den daha elektronegatiftir, bu nedenle O daha fazla elektrona sahiptir ve tüm molekülü O ucunda kısmen negatif ve H ucunda kısmen pozitif yapar.
Adım 4. Fark 2.0'dan büyükse bağ iyoniktir
Bu bağda, tüm elektronlar bağın bir ucundadır. Daha fazla elektronegatif atom negatif bir yük alır ve daha az elektronegatif atom pozitif bir yük alır. Bu tür bağlar, atomların diğer atomlarla iyi reaksiyona girmesine ve hatta polar atomlarla ayrılmasına izin verir.
Bu bağın bir örneği NaCl'dir (sodyum klorür). Klor o kadar elektronegatiftir ki bağdaki her iki elektronu da kendine çekerek sodyumu pozitif yüklü bırakır
Adım 5. Fark 1.6-2, 0 arasında ise metali bulun
Eğer orada bağdaki metal, bağ iyonik. Sadece metal olmayanlar varsa, bağ Kutupsal kovalent
- Metaller, periyodik tablonun solundaki ve ortasındaki atomların çoğunu içerir. Bu sayfada metal olan elementleri gösteren bir tablo bulunmaktadır.
- Yukarıdaki HF örneğimiz bu bağa dahildir. H ve F metal olmadığı için bağları vardır. Kutupsal kovalent.
Yöntem 3/3: Mulliken Elektronegativitesini Bulma
Adım 1. Atomunuzun ilk iyonlaşma enerjisini bulun
Mulliken'in elektronegatifliği, Pauling'in yukarıdaki tablosunda kullanılan elektronegatifliği ölçme yönteminden biraz farklıdır. Belirli bir atomun Mulliken elektronegatifliğini bulmak için atomun ilk iyonlaşma enerjisini bulun. Bu, bir atomun tek bir elektrondan vazgeçmesi için gereken enerjidir.
- Bu, kimya referans malzemelerinde aramanız gerekebilecek bir şeydir. Bu sitede kullanmak isteyebileceğiniz iyi bir tablo var (bulmak için aşağı kaydırın).
- Örneğin, lityumun (Li) elektronegatifliğini aradığımızı varsayalım. Yukarıdaki sitedeki tabloda, ilk iyonlaşma enerjisinin olduğunu görebiliriz. 520 kJ/mol.
Adım 2. Atomun elektron ilgisini bulun
Afinite, negatif bir iyon oluşturmak için bir atoma bir elektron eklendiğinde elde edilen enerjinin bir ölçümüdür. Yine, bu referans materyallerde aramanız gereken bir şeydir. Bu sitede aramak isteyebileceğiniz kaynaklar var.
Lityumun elektron ilgisi, 60 KJ mol-1.
Adım 3. Mulliken elektronegatiflik denklemini çözün
Enerjiniz için birim olarak kJ/mol kullandığınızda, Mulliken elektronegatifliği denklemi şu şekildedir: TRmulliken = (1, 97×10−3)(Eben+Eea) + 0, 19. Değerlerinizi denkleme yerleştirin ve EN için çözünMulliken.
-
Örneğimizde bunu şu şekilde çözeceğiz:
-
- TRmulliken = (1, 97×10−3)(Eben+Eea) + 0, 19
- TRmulliken = (1, 97×10−3)(520 + 60) + 0, 19
- TRmulliken = 1, 143 + 0, 19 = 1, 333
-
İpuçları
- Pauling ve Mulliken ölçeklerine ek olarak, diğer elektronegatiflik ölçekleri Allred-Rochow ölçeğini, Sanderson ölçeğini ve Allen ölçeğini içerir. Tüm bu ölçeklerin elektronegatifliği hesaplamak için kendi denklemleri vardır (bu denklemlerin bazıları oldukça karmaşık olabilir).
- Elektronegatifliğin birimi yoktur.
