תוֹכֶן

• צעדים
• שיטה 1 מתוך 3: היסודות
• שיטה 2 מתוך 3: קביעת סוג הקשר על ידי אלקטרונגטיביות
• שיטה 3 מתוך 3: חישוב האלליקטיביות מולליקן
• טיפים

בכימיה, אלקטרונגטיביות היא היכולת של האטומים למשוך אליהם אלקטרונים מאטומים אחרים. אטום בעל אלקטרטיביות גבוהה מושך אלקטרונים חזק, ואטום בעל אלקטרטיביות נמוכה מושך אלקטרונים בצורה חלשה. ערכי אלקטרונגטיביות משמשים לחיזוי התנהגות אטומים שונים בתרכובות כימיות.

צעדים

שיטה 1 מתוך 3: היסודות

1. 1 קשרים כימים. קשרים כאלה נוצרים כאשר אלקטרונים באטומים מתקשרים זה עם זה, כלומר שני אלקטרונים (אחד מכל אטום) הופכים נפוצים.
   • תיאור הסיבות לאינטראקציה של אלקטרונים באטומים הוא מעבר להיקף מאמר זה.למידע נוסף בנושא זה קרא, למשל, מאמר זה.
2. 2 השפעת האלקטרו -שליליות. כאשר שני אטומים מושכים אחד את האלקטרונים של זה, כוח המשיכה אינו זהה. אטום בעל אלקטרטיביות גבוהה יותר מושך אליו שני אלקטרונים בצורה חזקה יותר. אטום בעל אלקטרטיביות גבוהה מאוד מושך אלקטרונים בכוח כזה שאנו כבר לא מדברים על אלקטרונים משותפים.
   • לדוגמה, במולקולת NaCl (נתרן כלורי, מלח נפוץ), לאטום הכלור יש אלקטרטיביות גבוהה למדי, ואטום הנתרן נמוך למדי. אז אלקטרונים נמשכים לאטום הכלור ו לדחות אטומי נתרן.
3. 3 טבלת אלקטרו -שליליות. טבלה זו כוללת יסודות כימיים המסודרים באותו אופן כמו בטבלה המחזורית, אך עבור כל יסוד ניתנת האלקטרו -שליליות של האטומים שלו. ניתן למצוא טבלה כזו בספרי לימוד לכימיה, חומרי עזר ובאינטרנט.
   • תוכלו למצוא כאן טבלת אלקטרונגטיביות מצוינת. שים לב שהוא משתמש בסולם האלקטרו -שליליות של פאולינג, שהוא הנפוץ ביותר. עם זאת, ישנן דרכים אחרות לחישוב האלקטרו -שליליות, שאחת מהן תידון להלן.
4. 4 מגמות אלקטרו -שליליות. אם אין לך טבלת אלקטרו -שליליות בהישג יד, אתה יכול לאמוד את האלקטרו -שליליות של אטום לפי מיקומו של יסוד בטבלה המחזורית.
   • אֵיך לימין האלמנט ממוקם, יותר האלקטרוניטיביות של האטום שלה.
   • אֵיך גבוה יותר האלמנט ממוקם, יותר האלקטרוניטיביות של האטום שלה.
   • לפיכך, לאטומי האלמנטים הממוקמים בפינה הימנית העליונה של הטבלה המחזורית יש את האלקטרטיביות הגבוהות ביותר, ואטומי האלמנטים הממוקמים בפינה השמאלית התחתונה הם הנמוכים ביותר.
   • בדוגמה שלנו NaCl, אנו יכולים לומר שלכלור יש אלקטרטיביות גבוהה יותר מאשר נתרן, מכיוון שהכלור ממוקם מימין לנתרן.

שיטה 2 מתוך 3: קביעת סוג הקשר על ידי אלקטרונגטיביות

1. 1 חשב את ההבדל בין האלקטרו -שליליות של שני אטומים כדי להבין את מאפייני הקשר ביניהם. לשם כך, הפחת את האלקטרו -שליליות הקטנה מהגדולה יותר.
   • לדוגמה, שקול את מולקולת ה- HF. הפחת את האלקטרו -שליליות של מימן (2.1) מהאלקטרו -שליליות של פלואור (4.0): 4.0 - 2.1 = 1,9.
2. 2 אם ההפרש קטן מ- 0.5, אזי הקשר הוא קוולנטי שאינו קוטבי, שבו האלקטרונים נמשכים עם אותו כוח כמעט. קשרים כאלה נוצרים בין שני אטומים זהים. בדרך כלל קשה מאוד לנתק חיבורים לא קוטביים. הסיבה לכך היא שהאטומים חולקים אלקטרונים, מה שהופך את הקשר שלהם ליציב. צריך הרבה אנרגיה כדי להרוס אותו.
   • לדוגמה, המולקולה O₂ בעל חיבור מסוג זה. מאחר ושני אטומי חמצן בעלי אותה אלקטרטיביות, ההבדל ביניהם הוא 0.
3. 3 אם ההבדל נע בטווח של 0.5 - 1.6, אז הקשר הוא קוטבי קוולנטי. במקרה זה, אחד משני האטומים מושך אלקטרונים חזק יותר ולכן רוכש מטען שלילי חלקי, והשני מטען חיובי חלקי. חוסר איזון מטען זה מאפשר למולקולה להשתתף בתגובות מסוימות.
   • לדוגמה, המולקולה H₂ל- O (מים) יש קשר מסוג זה. אטום O הוא אלקטרו -שלילי יותר משני אטומי H, כך שחמצן מושך אלקטרונים חזק יותר ורוכש מטען שלילי חלקי, ומימן - מטען חיובי חלקי.
4. 4 אם ההפרש גדול מ -2.0, אז הקשר הוא יוני. זהו קשר בו זוג האלקטרונים המשותף עובר בעיקר לאטום בעל אלקטרטיביות גבוהה יותר, שרוכש מטען שלילי, ואטום בעל אלקטרטיביות נמוכה יותר משיג מטען חיובי. מולקולות עם קשרים כאלה מגיבות היטב עם אטומים אחרים ואף יכולות להיהרס על ידי אטומים קוטביים.
   • לדוגמה, למולקולת NaCl (נתרן כלורי) יש קשר מסוג זה.אטום הכלור כל כך אלקטרו -שלילי שהוא מושך את שני האלקטרונים לעצמו ורוכש מטען שלילי, ואטום הנתרן מקבל מטען חיובי.
   • ניתן להרוס את NaCl על ידי מולקולה קוטבית כגון H2O (מים). במולקולת מים, הצד המימן של המולקולה חיובי וצד החמצן שלילי. אם אתה מערבב מלח עם מים, מולקולות המים מפרקות את מולקולות המלח וגורמות לה להתמוסס.
5. 5 אם ההבדל הוא בין 1.6 ל 2.0, בדוק אם יש מתכת. אם אטום מתכת קיים במולקולה, אז הקשר הוא יוני. אם אין אטומי מתכת במולקולה, אז הקשר הוא קוולנטי קוטבי.
   • מתכות ממוקמות בצד שמאל ובמרכז הטבלה המחזורית. בטבלה זו, מתכות מודגשות.
   • בדוגמת ה- HF שלנו, ההבדל בין אלקטרונגטיביות נופל בטווח זה. מכיוון ש- H ו- F אינם מתכות, הקשר קוולנטי קוטבי.

שיטה 3 מתוך 3: חישוב האלליקטיביות מולליקן

1. 1 מצא את אנרגיית היינון הראשונה של האטום. סולם האלקטרו -שליליות מולליקן שונה במקצת מסולם פאולינג שהוזכר לעיל. אנרגיית היינון הראשונה נדרשת להסרת אטום אחד מאלקטרון.
   • את המשמעות של אנרגיה כזו ניתן למצוא בספרי עיון לכימיה או ברשת, למשל, כאן.
   • כדוגמה, בואו למצוא את האלקטרו -שליליות של ליתיום (לי). אנרגיית היינון הראשונה שלה היא 520 kJ / mol.
2. 2 מצא את אנרגיית הזיקה לאלקטרון. זוהי האנרגיה המשתחררת בתהליך חיבור האלקטרון לאטום. את המשמעות של אנרגיה כזו ניתן למצוא בספרי עיון לכימיה או ברשת, למשל, כאן.
   • אנרגיית זיקה האלקטרונים של ליתיום היא 60 kJ / mol.
3. 3 השתמש במשוואת האלקטרו -שליליות של מולליקן:RU_{מולליקן} = (1.97 × 10) (E_אני+ E_ea) + 0,19.
   • בדוגמה שלנו:

     RU_{מולליקן} = (1.97 × 10) (E_אני+ E_ea) + 0,19

     RU_{מולליקן} = (1,97×10)(520 + 60) + 0,19

     RU_{מולליקן} = 1,143 + 0,19 = 1,333

טיפים

• בנוסף לסולם פאולינג ומולליקן, ישנם סולמות אלקטרו-שליליות על פי אלרד-רוכוב, סנדרסון, אלן. לכולן יש נוסחאות משלהן לחישוב אלקטרונגטיביות (חלקן מסובכות למדי).
• לאלקטרונגטיביות אין יחידות מדידה.