Hoe elektronegativiteit te berekenen

In de chemie, Elektronegativiteit is een maat voor de hoeveelheid kracht waarmee een atoom elektronen in een binding aantrekt. Een atoom met een hoge elektronegativiteit trekt elektronen met grote kracht aan, terwijl een met een lage elektronegativiteit ze zwak trekt. De waarden van elektronegativiteit dienen om te voorspellen hoe verschillende atomen zich zullen gedragen wanneer ze aan elkaar worden gekoppeld, waardoor deze maatregel een belangrijke vaardigheid in basale chemie is.

stappen

Methode 1

2

Begrijpt de manier waarop elektronegativiteit de elektronen in de binding beïnvloedt. Wanneer twee atomen een set van twee elektronen in een binding delen, doen ze dat niet altijd even goed. Wanneer een atoom een ​​grotere elektronegativiteit heeft dan dat waaraan het is gebonden, zal het de twee elektronen in de verbinding met zichzelf aantrekken. Een atoom met een zeer hoge elektronegativiteit kan elektronen volledig naar zijn kant van de binding trekken, en deelt ze alleen met het andere atoom.

3

Gebruik een tabel met elektronegativiteit als referentie. Een elektronegativiteitstabel heeft de elementen precies zo georganiseerd als in een periodieke tabel, met de uitzondering dat elk atoom is gelabeld met zijn elektronegativiteit. Deze zijn te vinden in verschillende scheikundeboeken en technische artikelen, maar ook op internet.

4

Vergeet niet dat elektronegativiteit meestal bestaat uit eenvoudige berekeningen. Dus als u geen tabel met elektronegativiteit bij de hand hebt, kunt u de elektronegativiteit van een atoom nog steeds berekenen op basis van de locatie in een conventioneel periodiek systeem. Als algemene regel:

Methode 2

2

Als het verschil kleiner is dan ongeveer 0,5, is de binding niet-polair covalent. In dit geval worden de elektronen bijna gelijk gedeeld. Deze bindingen vormen geen moleculen die aan elk uiteinde grote verschillen in lading hebben. Niet-polaire links zijn meestal erg moeilijk te doorbreken.

3

Als het verschil tussen 0,5 en 1,6 ligt, is de link polair covalent. Deze verbindingen hebben meer van de elektronen aan het ene uiteinde dan aan het andere. Dit maakt het molecuul aan het einde iets meer negatief met de elektronen en iets positiever aan het einde dat ze niet heeft. De onbalans van de lading in deze bindingen kan ertoe leiden dat de molecule deelneemt aan enkele speciale reacties.

4

Als het verschil groter is dan 2,0, is de binding ionisch. In deze koppelingen bevinden de elektronen zich volledig aan één uiteinde van de verbinding. Het meest elektronegatieve atoom krijgt een negatieve lading terwijl het minder elektronegatieve atoom een ​​positieve lading krijgt. Deze soorten bindingen laten hun atomen goed reageren met anderen en zelfs te scheiden als gevolg van polaire atomen.

5

Als het verschil tussen 1.6 en 2.0 ligt, controleer dan of er metaal is. Als er een metaal in de link zit, zal dit zijn ionisch. Als er alleen niet-metalen zijn, is de link polair covalent.

Methode 3

2

Zoek de elektronische affiniteit van het atoom. Dit is de maat voor de energie die wordt verkregen wanneer een elektron aan een atoom wordt toegevoegd om een ​​negatief ion te vormen. Nogmaals, dit is iets waar u naar moet zoeken in het referentiemateriaal. Deze site (in het Engels) web heeft bronnen die u mogelijk wilt onderzoeken.

3

Los de Mulliken-elektronegativiteitsvergelijking op. Door kJ / mol als eenheden voor de energieën te gebruiken, zal de vergelijking voor de elektronegativiteit van Mulliken zijn EN_Mulliken = (1.97 × 10) (E_ik+E_ea) + 0,19. Vervang de waarden in de vergelijking en los EN op_Mulliken.