Content

• Passos
• Consells

En química, electronegativitat és la unitat per mesurar l'atracció d'un àtom cap a l'electró en enllaç químic. Els àtoms amb alta electronegativitat atrauran electrons amb força forta, mentre que els àtoms amb baixa electronegativitat atrauran electrons amb força dèbil. Els valors d’electronegativitat s’utilitzen per predir la capacitat de formar enllaços químics entre els àtoms, de manera que aquesta és una habilitat important en química bàsica.

Passos

Mètode 1 de 3: coneixements bàsics d’electronegativitat

1. 

   L’enllaç químic sorgeix quan els àtoms comparteixen electrons. Per entendre l’electronegativitat, primer heu d’entendre què és el “vincle”. Els dos àtoms que estiguin "connectats" junts a l'estructura molecular tindran un enllaç entre ells, és a dir, comparteixen un parell d'electrons i cada àtom aporta un electró a aquest enllaç.
   • Aquest article no cobreix el motiu exacte Per què els àtoms comparteixen electrons i tenen un enllaç entre ells. Si voleu obtenir més informació, llegiu aquest article sobre l'enllaç químic o l'article de wikiHow sobre Com estudiar les propietats d'enllaços químics.

2. 

   
   
   Com afecta l’electronegativitat als electrons de l’enllaç? Quan dos àtoms comparteixen el mateix parell d'electrons en enllaç, aquesta quota no sempre està en equilibri. Quan un àtom té una electronegativitat més alta que l’altre, apropa els dos electrons de l’enllaç. Un àtom té una electronegativitat molt alta que pot arrossegar electrons cap a ell gairebé completament i difícilment comparteix electrons amb l’altre àtom.
   • Per exemple, a la molècula de NaCl (clorur de sodi), l'àtom de clor té una electronegativitat relativament alta i l'àtom de sodi té una electronegativitat relativament baixa. Per tant, els electrons són estirats cap a l'àtom de clor i lluny dels àtoms de sodi.

3. 

   
   
   Utilitzeu la taula d’electronegativitat com a referència. A la taula d’electronegativitat, els elements químics es disposen exactament com a la taula periòdica, però l’electronegativitat es registra a cada àtom. Aquest gràfic s’imprimeix a molts llibres de text de química, literatura tècnica o a Internet.
   • Aquesta és la connexió que condueix al verificador d’electronegativitat. Tingueu en compte que aquesta taula utilitza l’escala de Pauling, que és l’escala d’electronegativitat més comuna. Tanmateix, hi ha altres maneres de mesurar l’electronegativitat i una d’elles es detallarà a continuació.

4. 

   
   
   Els àtoms estan ordenats en electronegativitat per facilitar la seva estimació. Si no teniu un gràfic d'electronegativitat, podeu estimar l'electronegativitat d'un àtom en funció de la seva posició en una taula periòdica química regular. Com a norma general:
   • Electronegativitat de l’àtom gradualment més alt quan avancis el dret taula periòdica.
   • Electronegativitat de l’àtom gradualment més alt mentre et mous pujar taula periòdica.
   • Per tant, els àtoms de l’angle superior dret tenen l’electronegativitat més alta i els àtoms de l’angle inferior esquerre tenen l’electronegativitat més baixa.
   • A l'exemple anterior de NaCl, es pot dir que el clor té una electronegativitat més alta que el sodi perquè es troba molt a prop de l'angle superior dret de la taula periòdica. En canvi, el sodi es troba molt a l'esquerra, de manera que pertany al grup d'àtoms amb baixa electronegativitat.
   publicitat

Mètode 2 de 3: determinar el tipus d'enllaç per electronegativitat

1. 

   Esbrineu la diferència d’electronegativitat entre dos àtoms. Quan s’uneixen dos àtoms, la diferència d’electronegativitat entre els dos àtoms us pot indicar les propietats d’aquest enllaç. Resteu la petita electronegativitat de la petita electronegativitat per trobar la diferència.
   • Prenent com a exemple la molècula d’HF, restarem l’electronegativitat del fluor (4,0) per l’electronegativitat de l’hidrogen (2,1). 4.0 - 2.1 = 1,9.

2. 

   Si la diferència d'electronegativitat és inferior a 0,5, l'enllaç és un enllaç covalent no polar, en el qual els electrons es comparteixen gairebé per igual. Aquest tipus d'enllaç no crea una molècula amb una gran diferència de càrrega entre els extrems de l'enllaç. Els enllaços no polars solen ser difícils de trencar.
   • Per exemple, la molècula O₂ hi ha aquest tipus d’enllaç. Com que els dos àtoms d’oxigen tenen la mateixa electronegativitat, la seva diferència és nul·la.

3. 

   Si la diferència d’electronegativitat està entre 0,5-1,6, l’enllaç és un enllaç covalent polar. Aquests enllaços tenen més electrons en un extrem que en l’altre. Això fa que la molècula tingui una càrrega negativa una mica més gran en un dels extrems que té l’electró i una xarxa de càrrega positiva una mica més gran en l’altre extrem. El desequilibri de càrrega en l’enllaç permet que la molècula participi en diverses reaccions especials.
   • H molecular₂O (aigua) n’és un primer exemple. L’àtom O té una electronegativitat més gran que dos àtoms H, de manera que manté els electrons més estretament i provoca que tota la molècula porti certa càrrega negativa a l’extrem O i es posiciona positivament a l’extrem H.

4. 

   Si la diferència d'electronegativitat és superior a 2,0, l'enllaç és un enllaç iònic. En aquest enllaç, els electrons estan situats completament en un extrem de l’enllaç. Els àtoms amb una electronegativitat major tenen una càrrega negativa i els àtoms amb una electronegativitat més petita tenen una càrrega positiva. Aquest tipus d’enllaç permet que l’àtom que hi hagi reaccioni bé amb altres àtoms, i fins i tot estigui separat per àtoms polars.
   • Un exemple és la molècula de BaCl (clorur de sodi). L’àtom de clor té una càrrega negativa tan gran que arrossega completament els dos electrons cap a ell, provocant una càrrega positiva del sodi.

5. 

   Si la diferència d'electronegativitat està entre 1.6-2.0, comproveu l'element metàl·lic. Si tenir un element metàl·lic a l’enllaç és l’enllaç ions. Si no hi ha elements metàl·lics, s’uneix covalent polar.
   • Els elements metàl·lics inclouen la majoria d’elements a l’esquerra i al mig de la taula periòdica. Aquesta pàgina té una taula on es mostren els elements metàl·lics.
   • L'exemple HF anterior es troba en aquest interval. Com que H i F no són metalls, estan units covalent polar.
   publicitat

Mètode 3 de 3: trobeu l'electronegativitat segons Mulliken

1. 

   Troba la primera energia ionitzant de l’àtom. L’electronegativitat segons Mulliken és un mètode per mesurar l’electronegativitat lleugerament diferent del mètode d’escala de Pauling esmentat anteriorment. Per trobar l’electronegativitat de Mulliken per a un àtom determinat, trobeu la seva primera energia ionitzant. Aquesta és l’energia necessària perquè l’àtom regali un electró.
   • És possible que hagueu de buscar això a les vostres referències químiques. Aquesta pàgina proporciona una taula de cerca que podeu utilitzar (desplaceu-vos cap avall per veure-la).
   • Per exemple, suposem que hem de trobar l’electronegativitat del liti (Li). Observant la taula de la pàgina superior, veiem que la primera energia d’ionització és 520 kJ / mol.

2. 

   Trobeu l’afinitat electrònica de l’àtom. Es tracta d’una mesura de l’energia obtinguda quan un àtom rep un electró per formar un ió negatiu. També heu de cercar aquest paràmetre a les vostres referències químiques. Aquest lloc té recursos d'aprenentatge que hauríeu de buscar.
   • L’afinitat electrònica del liti és 60 kJ mol.

3. 

   Resol l'equació del nivell de so elèctric segons Mulliken. Quan s’utilitza kJ / mol per obtenir energia, l’equació d’electronegativitat segons Mulliken és EN_Mulliken = (1,97 × 10) (E_jo+ E_ea) + 0,19. Connecteu els valors a l’equació i resoleu EN_Mulliken.
   • En aquest exemple, resoldrem el següent:

     EN_Mulliken = (1,97 × 10) (E_jo+ E_ea) + 0,19

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

     EN_Mulliken = 1,143 + 0,19 = 1,333

   publicitat

Consells

• A més de les escales de Pauling i Mulliken, algunes altres escales d’electronegativitat són Allred - Rochow, Sanderson i Allen. Totes aquestes escales tenen les seves pròpies equacions per calcular l’electronegativitat (un nombre força complicat).
• Electronegativitat cap unitat.