Elektronegativiteyi Hesaplamanın 3 Yolu

2023 Yazar: Virginia Parson | [email protected]. Son düzenleme: 2023-11-26 18:54

Kimyada elektronegatiflik, bir atomun bir bağdaki elektronları ne kadar güçlü bir şekilde çektiğinin bir ölçüsüdür. Elektronegatifliği yüksek olan bir atom elektronları güçlü bir şekilde çekerken, düşük elektronegatifliğe sahip bir atom onları zayıf bir şekilde çeker. Elektronegatiflik değerleri, farklı atomların birbirine bağlandığında nasıl davranacağını tahmin etmek için kullanılır, bu da bunu temel kimyada önemli bir beceri haline getirir.

adımlar

Yöntem 1/3: Elektronegatifliğin Temelleri

Adım 1. Atomlar elektronları paylaştığında kimyasal bağların oluştuğunu anlayın

Elektronegatifliği anlamak için önce bir "bağ"ın ne olduğunu anlamak önemlidir. Moleküler bir diyagramda birbirine "bağlı" olan bir moleküldeki herhangi iki atomun aralarında bir bağ olduğu söylenir. Bu, bağa bir elektron katkıda bulunan her bir atomla bir dizi iki elektronu paylaştığı anlamına gelir.

Atomların elektronları ve bağları neden paylaştığının kesin nedenleri bu makalenin kapsamı dışındadır. Daha fazlasını öğrenmek istiyorsanız, bağın temelleri hakkındaki bu makaleyi veya WikiHow'un kendi Kimyasal Bağın Doğasını Nasıl İnceler (Kimya) makalesini deneyin

Adım 2. Elektronegatifliğin bağdaki elektronları nasıl etkilediğini anlayın

İki atom bir bağda bir dizi iki elektronu paylaştığında, bunları her zaman eşit olarak paylaşmazlar. Bir atom, bağlı olduğu atomdan daha yüksek elektronegatifliğe sahip olduğunda, bağdaki iki elektronu kendine daha yakın çeker. Elektronegatifliği çok yüksek olan bir atom, elektronları bağın kendi tarafına kadar çekebilir ve diğer atomla zar zor paylaşabilir.

• Örneğin, NaCl (sodyum klorür) molekülünde klorür atomunun elektronegatifliği oldukça yüksek ve sodyumun elektronegatifliği oldukça düşüktür. Böylece elektronlar çekilecek klorüre doğru ve sodyumdan uzak.

Adım 3. Referans olarak bir elektronegatiflik tablosu kullanın

Elementlerin bir elektronegatiflik tablosu, her atomun elektronegatifliği ile etiketlenmesi dışında, periyodik bir tablodaki gibi tam olarak düzenlenmiş elementlere sahiptir. Bunlar, çeşitli kimyasal ders kitaplarında ve teknik makalelerde ve ayrıca çevrimiçi olarak bulunabilir.

İşte mükemmel bir elektronegatiflik tablosuna bir bağlantı. Bunun en yaygın olan Pauling elektronegatiflik ölçeğini kullandığını unutmayın. Bununla birlikte, biri aşağıda gösterilecek olan elektronegatifliği ölçmenin başka yolları da vardır

Adım 4. Kolay tahminler için elektronegatiflik eğilimlerini hatırlayın

Elinizde bir elektronegatiflik tablonuz yoksa, bir atomun elektronegatifliğinin gücünü, başka bir elementin atomunun gücüyle karşılaştırıldığında, normal bir periyodik tabloda nerede bulunduğuna bağlı olarak yine de tahmin edebilirsiniz. Bir sayı değeri hesaplayamasanız da 2 farklı elementin elektronegatiflikleri arasındaki farkı değerlendirebilirsiniz. Genel bir kural olarak:

• Bir atomun elektronegatifliği daha yüksek sen hareket ederken sağ periyodik tabloda.
• Bir atomun elektronegatifliği daha yüksek sen hareket ettikçe yukarı periyodik tabloda.
• Böylece sağ üstteki atomlar en yüksek elektronegatifliğe sahipken, sol alttaki atomlar en düşük elektronegatifliğe sahiptir.
• Örneğin, yukarıdan verilen NaCl örneğinde, klorun sodyumdan daha yüksek bir elektronegatifliğe sahip olduğunu söyleyebilirsiniz, çünkü neredeyse tamamen sağ üsttedir. Öte yandan, sodyum çok soldadır ve bu da onu alt sıradaki atomlardan biri yapar.

Yöntem 2/3: Elektronegativite ile Bağ Bulma

Adım 1. İki atom arasındaki elektronegatiflik farkını bulun

İki atom birbirine bağlandığında, elektronegatiflikleri arasındaki fark, bağlarının nitelikleri hakkında size bilgi verebilir. Farkı bulmak için küçük elektronegatifliği büyük olandan çıkarın.

• Örneğin, HF molekülüne bakıyorsak, hidrojenin (2.1) elektronegatifliğini flordan (4.0) çıkarırız. 4.0 - 2.1 = 1.9

Adım 2. Fark yaklaşık 0,5'in altındaysa, bağ polar olmayan kovalenttir

Burada elektronlar neredeyse eşit olarak paylaşılır. Bu bağlar, her iki uçta da büyük yük farklılıklarına sahip moleküller oluşturmaz. Polar olmayan bağların kırılması çok zor olma eğilimindedir. Bunun nedeni, atomların elektronları paylaşarak bağlarını kararlı hale getirmesidir. Bu bağı kırmak için çok fazla enerji gerekir.

• Örneğin, O molekülü₂ bu tür bir bağa sahiptir. İki oksijenin elektronegatifliği aynı olduğundan aralarındaki fark 0'dır.

Adım 3. Fark 0.5-1.6 arasında ise bağ polar kovalenttir

Bu bağların bir ucunda diğerinden daha fazla elektron bulunur. Bu, molekülü sonunda elektronlarla biraz daha negatif ve onlarsız sonunda biraz daha pozitif yapar. Bu bağlardaki yük dengesizliği, molekülün başka bir atom veya molekülle birleşme veya bir molekülü birbirinden ayırma gibi belirli özel reaksiyonlara katılmasına izin verebilir. Bunun nedeni hala reaktif olmasıdır.

• Bunun iyi bir örneği H molekülüdür.₂O (su). O, iki H'den daha elektronegatiftir, bu nedenle elektronları daha sıkı tutar ve tüm molekülü O ucunda kısmen negatif ve H uçlarında kısmen pozitif yapar.

Adım 4. Fark 2.0'ın üzerindeyse bağ iyoniktir

Bu bağlarda elektronlar tamamen bağın bir ucundadır. Daha fazla elektronegatif atom negatif bir yük kazanır ve daha az elektronegatif atom pozitif bir yük kazanır. Bu tür bağlar, atomlarının diğer atomlarla iyi reaksiyona girmesine ve hatta polar moleküller tarafından ayrılmasına izin verir.

• Bunun bir örneği NaCl'dir (sodyum klorür veya tuz). Klor o kadar elektronegatiftir ki bağdaki her iki elektronu da kendine doğru çeker ve sodyumu pozitif yüklü bırakır.
• NaCl, H2O (su) gibi bir polar molekül tarafından parçalanabilir. Bir su molekülünde, molekülün hidrojen tarafı pozitif, oksijen tarafı ise negatiftir. Tuzu suya karıştırdığınızda, su molekülleri tuz moleküllerini parçalayarak tuzu çözer.

Adım 5. Fark 1.6-2.0 arasındaysa, metal olup olmadığını kontrol edin

eğer varsa NS bağdaki bir metal, bağ iyoniktir. Yalnızca metal olmayanlar varsa, bağ polar kovalenttir.

• Metaller, periyodik tablonun sol tarafındaki ve ortasındaki atomların çoğunu içerir. Bu sayfada hangi elementlerin metal olduğunu gösteren bir tablo bulunmaktadır.
• Yukarıdan HF örneğimiz bu aralığa düşüyor. H ve F metal olmadığından, Kutupsal kovalent bağlamak.

Yöntem 3/3: Mulliken Elektronegativitesini Bulun

Adım 1. Atomunuzun ilk iyonlaşma enerjisini bulun

Mulliken elektronegatifliği, elektronegatifliği ölçmenin yukarıdaki Pauling tablosunda kullanılandan biraz farklı bir yoludur. Belirli bir atomun Mulliken elektronegatifliğini bulmak için o atomun ilk iyonlaşma enerjisini bulun. Bu, atomun tek bir elektronu boşaltmasını sağlamak için gereken enerjidir.

• Bu, muhtemelen kimya referans materyallerinde aramanız gerekecek bir şeydir. Bu sitede kullanmak isteyebileceğiniz iyi bir tablo var (bulmak için aşağı kaydırın).
• Örnek olarak, lityumun (Li) elektronegatifliğini bulmaya çalıştığımızı varsayalım. Yukarıdaki sitedeki tabloda, ilk iyonlaşma enerjisinin olduğunu görebiliriz. 520 kJ/mol.

Adım 2. Atomun elektron ilgisini bulun

Bu, negatif bir iyon oluşturmak için bir atoma bir elektron eklendiğinde kazanılan enerjinin bir ölçüsüdür. Yine, bu, referans materyalinde aramanız gereken bir şeydir. Bu sitede göz atmak isteyebileceğiniz kaynaklar var.

• Lityumun elektron ilgisi, 60 kJ mol^-1.

Adım 3. Mulliken elektronegatiflik denklemini çözün

Enerjileriniz için birim olarak kJ/mol kullandığınızda, Mulliken elektronegatifliği denklemi şu şekildedir: TR_mulliken = (1.97×10⁻³)(E_ben+E_ea) + 0.19. Değerlerinizi denkleme yerleştirin ve EN için çözün_mulliken.

• Örneğimizde şöyle çözeceğiz:

  TR_mulliken = (1.97×10⁻³)(E_ben+E_ea) + 0.19

  TR_Mulliken = (1.97×10⁻³)(520 + 60) + 0.19

  TR_Mulliken = 1.143 + 0.19 = 1.333

Video - Bu hizmet kullanılarak YouTube ile bazı bilgiler paylaşılabilir

İpuçları

• Elektronegatifliğin birimi yoktur.
• Pauling ve Mulliken ölçeklerinin yanı sıra, diğer elektronegatiflik ölçekleri, Allred-Rochow ölçeğini, Sanderson ölçeğini ve Allen ölçeğini içerir. Bunların hepsinin elektronegatifliği hesaplamak için kendi denklemleri vardır (bazıları oldukça karmaşık olabilir).