תוֹכֶן

• צעדים
• עֵצָה

בכימיה, אלקטרונטיביות היא היחידה למדידת משיכת האטום לאלקטרון בקשר כימי. אטומים עם אלקטרונטיביות גבוהה ימשכו אלקטרונים עם כוח חזק, ואילו אטומים עם אלקטרונטיביות נמוכה ימשכו אלקטרונים עם כוח חלש. משתמשים בערכי אלקטרונטיביות לחיזוי היכולת ליצור קשרים כימיים בין אטומים, ולכן זו מיומנות חשובה בכימיה בסיסית.

צעדים

שיטה 1 מתוך 3: ידע בסיסי באקטיביות אלקטרונית

1. 

   קשר כימי נוצר כאשר אטומים חולקים אלקטרונים. כדי להבין את האלקטרוני שלילי, עליכם להבין תחילה מהו "מליטה". לכל שני אטומים ש"מחוברים "יחד במבנה המולקולרי יהיה קשר ביניהם, כלומר הם חולקים זוג אלקטרונים וכל אטום תורם אלקטרון אחד לקשר זה.
   • מאמר זה אינו מכסה את הסיבה המדויקת למה אטומים חולקים אלקטרונים וקשר ביניהם. אם ברצונך ללמוד עוד, קרא מאמר זה בנושא קשירה כימית או מאמר wikiHow כיצד ללמוד תכונות קשר כימי.

2. 

   
   
   כיצד השפעה אלקטרונית היא על אלקטרונים בקשר? כאשר שני אטומים חולקים את אותו זוג אלקטרונים בקשר, שיתוף זה אינו תמיד בשיווי משקל. כאשר לאטום אחד יש אלקטרונטיביות גבוהה יותר מהשני, הוא מקרב אליו את שני האלקטרונים בקשר. לאטום יש אלקטרונטיביות גבוהה מאוד שיכול למשוך אליו אלקטרונים כמעט לחלוטין, וכמעט ולא לשתף אלקטרונים עם האטום האחר.
   • לדוגמא, במולקולת NaCl (נתרן כלוריד) לאטום הכלור יש אלקטרונטיביות יחסית גבוהה ואטום הנתרן הוא אלקטרונטיבי שלילי יחסית. מכאן שהאלקטרונים נמשכים לכיוון אטום הכלור ו הרחק מאטומי נתרן.

3. 

   
   
   השתמש בטבלת electronegativity לעיון. על הטבלה האלקטרונית, היסודות הכימיים מסודרים בדיוק כמו בטבלה המחזורית, אך על כל אטום מתועדת האלקטרואנגטיביות. תרשים זה מודפס בספרי לימוד רבים בכימיה, בספרות טכנית או באינטרנט.
   • זהו החיבור שמוביל לבודק האלקטרוני-שלילי. שים לב כי טבלה זו משתמשת בסולם פאולינג, שהוא סולם האלקטרוני-שלילי הנפוץ ביותר. עם זאת, ישנן דרכים אחרות למדידת אלקטרונגטיביות, ואחת מהן תפורט להלן.

4. 

   
   
   האטומים מסודרים בנגנון אלקטרוני לצורך הערכה קלה. אם אין לך תרשים שלילי אלקטרוני, אתה יכול לאמוד את האלקטרואנגטיביות של אטום על סמך מיקומו בטבלה מחזורית כימית רגילה. ככלל:
   • שליליות אלקטרונית של האטום בהדרגה גבוה יותר כשממשיכים הלאה הנכון טבלה מחזורית.
   • שליליות אלקטרונית של האטום בהדרגה גבוה יותר כשאתה זז לַעֲלוֹת טבלה מחזורית.
   • לכן, האטומים בפינה הימנית העליונה הם בעלי האלקטרואנגטיביות הגבוהה ביותר, והאטומים בפינה השמאלית התחתונה הם בעלי האלקטרואנגטיב הנמוך ביותר.
   • בדוגמה של NaCl לעיל, אתה יכול לדעת שלכלור יש אלקטרונגטיביות גבוהה יותר מאשר נתרן מכיוון שהוא קרוב מאוד לפינה הימנית העליונה של הטבלה המחזורית. לעומת זאת, נתרן נמצא רחוק משמאל ולכן הוא שייך לקבוצת האטומים עם אלקטרונטיביות נמוכה.
   פרסומת

שיטה 2 מתוך 3: קבע את סוג הקשר על ידי אלקטרונטיביות

1. 

   גלה את ההבדל האלקטרוני שלילי בין שני אטומים. כאשר שני אטומים קשורים, ההבדל באלקטרואנגטיביות בין שני האטומים יכול לומר לך את המאפיינים של הקשר ההוא. הפחיתו את האלקטרואנגטיביות הקטנה מהאלקטרונינגטיביות הקטנה כדי למצוא את ההבדל.
   • אם ניקח את מולקולת HF כדוגמה, נפחית את האלקטרואנגטיביות של פלואור (4,0) עבור האלקטרואנגטיביות של מימן (2,1). 4.0 - 2.1 = 1,9.

2. 

   אם ההפרש האלקטרוני שלילי הוא פחות מ- 0.5 אז הקשר הוא קשר קוולנטי לא קוטבי, שבו האלקטרונים מתחלקים כמעט באותה מידה. סוג זה של קשר אינו יוצר מולקולה עם הפרש גדול במטען בין קצות הקשר. קשרים לא קוטביים לעיתים קרובות קשה להישבר.
   • לדוגמא, מולקולה O₂ יש קישור מסוג זה. מכיוון ששני אטומי החמצן הם בעלי אותה דרך אלקטרונית, ההבדל ביניהם הוא אפס.

3. 

   אם ההפרש האלקטרוני-שלילי הוא בין 0.5-1.6 אז הקשר הוא קשר קוולנטי קוטבי. לקשרים אלה יש יותר אלקטרונים בקצה אחד מאשר בקצה השני. זה גורם למולקולה להיות מטען שלילי מעט גדול יותר בקצה האלקטרון, ורשת מעט גדולה יותר של מטען חיובי בקצה השני. חוסר איזון המטענים בקשר מאפשר למולקולה להשתתף במספר תגובות מיוחדות.
   • מולקולרית H₂O (מים) הוא דוגמה מצוינת לכך. לאטום O יש אלקטרונטיביות יותר משני אטומי H, ולכן הוא מחזיק אלקטרונים חזק יותר וגורם לכל המולקולה לשאת מטען שלילי כלשהו בקצה O ולהיפרד באופן חיובי בקצה H.

4. 

   אם ההפרש האלקטרוני שלילי גדול מ 2.0 אז הקשר הוא קשר יוני. בקשר זה, אלקטרונים ממוקמים לחלוטין בקצה אחד של הקשר. אטומים עם אלקטרונטיביות גדולה יותר הם בעלי מטען שלילי, ואטומים בעלי אלקטרונטיביות קטנה יותר הם בעלי מטען חיובי. סוג זה של קשירה מאפשר לאטום בו להגיב היטב עם אטומים אחרים, ואף להפריד ביניהם אטומים קוטביים.
   • דוגמה לכך היא מולקולת BaCl (נתרן כלורי). לאטום הכלור יש מטען שלילי כה גדול עד שהוא מושך אליו את שני האלקטרונים לחלוטין וגורם למטען חיובי של נתרן.

5. 

   אם ההבדל האלקטרוני שלילי הוא בין 1.6-2.0, בדוק את האלמנט המתכתי. אם יש אלמנט מתכתי בקשר הוא הקשר יונים. אם אין אלמנטים מתכתיים, זה מליטה קוולנטי קוטבי.
   • אלמנטים מתכתיים כוללים את רוב האלמנטים בצד שמאל ובאמצע הטבלה המחזורית. בדף זה יש טבלה המציגה אילו אלמנטים מתכתיים.
   • דוגמת HF לעיל נמצאת בתחום זה. מכיוון ש- H ו- F אינם מתכות, הם קשורים קוולנטי קוטבי.
   פרסומת

שיטה 3 מתוך 3: מצא את האלקטרואנגטיביות על פי מוליקן

1. 

   מצא את האנרגיה המייננת הראשונה של האטום. אלקטרגטיביות על פי מוליקן היא שיטה למדידת אלקטרונטיביות באופן שונה מעט משיטת סולם פאולינג שהוזכרה לעיל. כדי למצוא אלקטרולגטיביות של מוליקן עבור אטום נתון, מצא את האנרגיה המייננת הראשונה שלו. זו האנרגיה הדרושה לאטום בכדי למסור אלקטרון.
   • יתכן שתצטרך לחפש זאת בהפניות הכימיות שלך. דף זה מספק טבלת בדיקה בה תוכלו להשתמש (גללו מטה כדי לראות).
   • לדוגמה, נניח שעלינו למצוא את האלקטרואנגטיביות של ליתיום (Li). כשמסתכלים על הטבלה בעמוד לעיל, אנו רואים שאנרגיית היינון הראשונה היא 520 kJ / mol.

2. 

   מצא את הזיקה האלקטרונית של האטום. זהו מדד לאנרגיה המתקבלת כאשר אטום מקבל אלקטרון ליצירת יון שלילי. עליך לחפש פרמטר זה גם בהפניות הכימיות שלך. באתר זה יש משאבי למידה שכדאי לחפש.
   • הזיקה האלקטרונית של ליתיום היא 60 kJ מול.

3. 

   לפתור משוואות של אלקטרונטיביות על פי מוליקן. כשמשתמשים ב- kJ / mol לאנרגיה, משוואת האלקטרואנגטיביות לפי מוליקן היא EN_מוליקן = (1.97 × 10) (E_אני+ E_ea) + 0,19. חבר את הערכים למשוואה ופתור עבור EN_מוליקן.
   • בדוגמה זו נפתור את הדברים הבאים:

     EN_מוליקן = (1.97 × 10) (E_אני+ E_ea) + 0,19

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

     EN_מוליקן = 1,143 + 0,19 = 1,333

   פרסומת

עֵצָה

• בנוסף לסולמות פאולינג ומוליקן, כמה מאזני אלקטרונגטיביות אחרים הם אלרד - רוצ'וב, סנדרסון ואלן. לכל הסולמות הללו יש משוואות משלהם לחישוב שליליות אלקטרונית (מספר מסובך למדי).
• שליליות אלקטרונית אין יחידה.