محتوا

• مراحل
• روش 1 از 3: اصول اولیه
• روش 2 از 3: تعیین نوع پیوند با الکترونگاتیوی
• روش 3 از 3: محاسبه الکترونگاتیوی مولیکن
• نکات

در شیمی ، الکترونگاتیوی توانایی اتم ها برای جذب الکترون از اتم های دیگر به آنها است. اتمی با الکترونگاتیوی بالا الکترونها را به شدت جذب می کند و اتمی با الکترونگاتیوی پایین الکترونها را ضعیف جذب می کند. مقادیر الکترون منفی برای پیش بینی رفتار اتم های مختلف در ترکیبات شیمیایی استفاده می شود.

مراحل

روش 1 از 3: اصول اولیه

1. 1 پیوندهای شیمیایی. چنین پیوندهایی زمانی بوجود می آیند که الکترونهای موجود در اتمها با یکدیگر تعامل داشته باشند ، یعنی دو الکترون (یکی از هر اتم) مشترک شوند.
   • شرح دلایل برهم کنش الکترونها در اتمها خارج از حوصله این مقاله است.برای اطلاعات بیشتر در مورد این موضوع ، به عنوان مثال ، این مقاله را بخوانید.
2. 2 اثر منفی منفی الکترون. وقتی دو اتم الکترون های یکدیگر را جذب می کنند ، نیروی جذب یکسان نیست. اتمی با الکترونگاتیوی بالاتر دو الکترون را به شدت جذب می کند. اتمی با الکترونگاتیوی بسیار بالا الکترونها را با چنان نیرویی جذب می کند که دیگر در مورد الکترون های مشترک صحبت نمی کنیم.
   • به عنوان مثال ، در مولکول NaCl (کلرید سدیم ، نمک معمولی) ، اتم کلر دارای الکترونگاتیوی نسبتاً بالایی است و اتم سدیم نسبتاً کم است. بنابراین الکترونها جذب اتم کلر می شوند و دفع اتم های سدیم.
3. 3 جدول الکترونگاتیوی این جدول شامل عناصر شیمیایی است که به همان شیوه جدول تناوبی مرتب شده اند ، اما برای هر عنصر الکترونگاتیوی اتمهای آن آورده شده است. چنین جدولی را می توان در کتاب های درسی شیمی ، مواد مرجع و در وب یافت.
   • در اینجا یک جدول الکترونگاتیوی عالی خواهید یافت. توجه داشته باشید که از مقیاس الکترو منفی نگاری Pauling که متداول ترین است ، استفاده می کند. با این حال ، روشهای دیگری نیز برای محاسبه الکترونگاتیوی وجود دارد که یکی از آنها در زیر مورد بحث قرار می گیرد.
4. 4 روندهای منفی منفی اگر جدول الکترونگاتیوی در دست ندارید ، می توانید الکترون منفی بودن یک اتم را بر اساس موقعیت یک عنصر در جدول تناوبی تخمین بزنید.
   • چگونه به سمت راست عنصر واقع شده است ، بیشتر الکترون منفی بودن اتم آن
   • چگونه بالاتر عنصر واقع شده است ، بیشتر الکترون منفی بودن اتم آن
   • بنابراین ، اتم های عناصر واقع در گوشه سمت راست بالای جدول تناوبی دارای بالاترین میزان الکترونگاتیوی و اتم های عناصر واقع در گوشه پایین سمت چپ کمترین میزان را دارند.
   • در مثال NaCl ما می توانیم بگوییم که کلر دارای الکترونگاتیویته بالاتری نسبت به سدیم است ، زیرا کلر در سمت راست سدیم قرار دارد.

روش 2 از 3: تعیین نوع پیوند با الکترونگاتیوی

1. 1 تفاوت بین الکترون منفی بودن دو اتم را محاسبه کنید تا ویژگی پیوند بین آنها را درک کنید. برای این کار ، الکترونگاتیوی کوچکتر را از بزرگتر کم کنید.
   • به عنوان مثال ، مولکول HF را در نظر بگیرید. الکترونگاتیوی هیدروژن (2.1) را از منفی منفی فلورین (4.0) کم کنید: 4.0 - 2.1 = 1,9.
2. 2 اگر اختلاف کمتر از 0.5 باشد ، پیوند غیر قطبی است ، که در آن الکترونها با قدرت تقریباً یکسانی جذب می شوند. چنین پیوندهایی بین دو اتم یکسان شکل می گیرد. به طور کلی شکستن اتصالات غیر قطبی بسیار دشوار است. این به این دلیل است که اتم ها الکترون ها را به اشتراک می گذارند ، که باعث می شود پیوند آنها پایدار باشد. برای از بین بردن آن انرژی زیادی لازم است.
   • به عنوان مثال ، مولکول O₂ دارای این نوع اتصال است از آنجایی که دو اتم اکسیژن دارای الکترون منفی منفی هستند ، تفاوت بین آنها 0 است.
3. 3 اگر تفاوت در محدوده 0.5 - 1.6 باشد ، پیوند قطبی کووالانسی است. در این حالت ، یکی از دو اتم الکترون ها را به شدت جذب می کند و بنابراین بار منفی جزئی و دیگری بار مثبت مثبت به دست می آورد. این عدم تعادل بار به مولکول اجازه می دهد تا در واکنش های خاصی شرکت کند.
   • به عنوان مثال ، مولکول H₂O (آب) دارای این نوع پیوند است. اتم O الکترونگاتیو تر از دو اتم H است ، بنابراین اکسیژن الکترونها را به شدت جذب می کند و بار منفی جزئی و هیدروژن - بار مثبت جزئی را به دست می آورد.
4. 4 اگر اختلاف بیشتر از 2.0 باشد ، پیوند یونی است. این پیوندی است که در آن جفت الکترون معمولی عمدتا به اتمی با الکترو منفی منفی بیشتر منتقل می شود که بار منفی به دست می آورد و اتمی با الکترو منفی منفی پایین بار مثبت را به دست می آورد. مولکول هایی با چنین پیوندهایی با سایر اتم ها به خوبی واکنش نشان می دهند و حتی می توانند توسط اتم های قطبی از بین بروند.
   • به عنوان مثال ، مولکول NaCl (کلرید سدیم) دارای این نوع پیوند است.اتم کلر آنقدر الکترونگاتیو است که هر دو الکترون را به خود جذب می کند و بار منفی به دست می آورد و اتم سدیم بار مثبت را به دست می آورد.
   • NaCl می تواند توسط یک مولکول قطبی مانند H2O (آب) از بین برود. در مولکول آب ، سمت هیدروژن مولکول مثبت و سمت اکسیژن منفی است. اگر نمک را با آب مخلوط کنید ، مولکول های آب مولکول های نمک را تجزیه کرده و باعث حل شدن آن می شوند.
5. 5 اگر تفاوت بین 1.6 و 2.0 است ، فلز را بررسی کنید. اگر یک اتم فلز در یک مولکول وجود داشته باشد ، پیوند یونی است. اگر اتم فلزی در مولکول وجود نداشته باشد ، پیوند کووالانسی قطبی است.
   • فلزات در سمت چپ و در مرکز جدول تناوبی قرار دارند. در این جدول ، فلزات برجسته شده اند.
   • در مثال HF ما ، تفاوت بین الکترون منفی ها در این محدوده قرار می گیرد. از آنجا که H و F فلز نیستند ، پیوند ایجاد می شود کووالانسی قطبی.

روش 3 از 3: محاسبه الکترونگاتیوی مولیکن

1. 1 اولین انرژی یونیزاسیون یک اتم را پیدا کنید. مقیاس الکترونگاتیوی مولکین با مقیاس پلینگ که در بالا ذکر شد کمی متفاوت است. اولین انرژی یونیزاسیون برای حذف یک اتم از الکترون مورد نیاز است.
   • معنای چنین انرژی را می توان در کتابهای مرجع شیمی یا در شبکه ، به عنوان مثال ، در اینجا یافت.
   • به عنوان مثال ، اجازه دهید الکترونگاتیوی لیتیوم (Li) را بیابیم. اولین انرژی یونیزاسیون آن است 520 کیلوژول بر مول.
2. 2 انرژی میل به الکترون را بیابید. این انرژی آزاد شده در فرآیند اتصال الکترون به اتم است. معنای چنین انرژی را می توان در کتابهای مرجع شیمی یا در شبکه ، به عنوان مثال ، در اینجا یافت.
   • انرژی میل ترکیبی لیتیوم برابر است 60 کیلوژول بر مول.
3. 3 از معادله الکترونگاتیوی مولکین استفاده کنید:RU_مولیکن = (1.97 × 10) (E_من+ E_ea) + 0,19.
   • در مثال ما:

     RU_مولیکن = (1.97 × 10) (E_من+ E_ea) + 0,19

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

     RU_مولیکن = 1,143 + 0,19 = 1,333

نکات

• علاوه بر مقیاس های پائولینگ و مولیکن ، مقیاس های الکترونگاتیوی مطابق با آلدر-روچو ، سندرسون ، آلن وجود دارد. همه آنها فرمول های خاص خود را برای محاسبه الکترون منفی بودن دارند (برخی از آنها کاملاً پیچیده هستند).
• الکترونگاتیوی واحد اندازه گیری ندارد.