תוֹכֶן

• צעדים
• טיפים

בכימיה, אלקטרוניות זהו מדד למשיכה שאטום מפעיל על אלקטרונים בקשר. אטום בעל אלקטרונגטיביות גבוהה מושך אלקטרונים בעוצמה רבה, ואילו אטום בעל אלקטרונגטיביות נמוכה יעשה זאת בעצימות מועטה. משתמשים בערכים אלה כדי לחזות כיצד אטומים שונים יתנהגו כאשר הם קשורים זה לזה, מה שהופך נושא זה למיומנות חשובה בכימיה בסיסית.

צעדים

שיטה 1 מתוך 3: מושגים בסיסיים של אלקטרוניות

1. 

   הבינו שקשרים כימיים קורים כאשר האטומים חולקים אלקטרונים. כדי להבין אלקטרוניות, חשוב להבין תחילה מהו "קישור". אומרים כי כל שני אטומים במולקולה "המחוברים" זה לזה בתרשים מולקולרי הם בעלי קשר ביניהם. בעיקרו של דבר זה אומר שהם חולקים קבוצה של שני אלקטרונים - כל אטום תורם אטום לקשר.
   • הסיבות המדויקות מדוע אטומים חולקים אלקטרונים ומתקשרים יחד אינן תואמות את המוקד במאמר זה. אם אתה רוצה ללמוד יותר, חפש באינטרנט את המושגים הבסיסיים של קשרים כימיים.

2. 

   
   
   הבן כיצד האלקטרוניטיביות משפיעה על האלקטרונים הקיימים בקשר. כששני אטומים חולקים קבוצה של שני אלקטרונים בקשר, לא תמיד יש חלוקה שווה בין השניים. כאשר לאחד מהם יש אלקטרונגטיביות גבוהה יותר מהאטום אליו הוא מחובר, הוא מקרב את שני האלקטרונים לעצמו. אטום עם אלקטרונגטיביות גבוהה מאוד יכול למשוך את האלקטרונים לצידו בקישור, כמעט לבטל את השיתוף עם האחר.
   • לדוגמה, במולקולת NaCl (נתרן כלוריד), לאטום הכלור הוא בעל אלקטרונגטיביות גבוהה ונתרן, אלקטרונטיביות נמוכה. בקרוב יימשכו האלקטרונים לכיוון כלור ו הרחק מהנתרן.

3. 

   
   
   השתמש בטבלת אלקטרונגטיביות כהפניה. טבלת האלקטרוניטיביות מציגה את האלמנטים המסודרים בדיוק כמו הטבלה המחזורית, אך עם כל אטום מסומן האלקטרוניטיביות שלו. ניתן למצוא אותם במספר ספרי לימוד לכימיה, במאמרים טכניים וגם באינטרנט.
   • להלן טבלה אלקטרונית מעולה. שים לב שהוא משתמש בסולם האלקטרוני-נגטיביות של פאולינג, השכיח יותר. עם זאת, ישנן דרכים אחרות למדידת אלקטרוניות, אחת מהן תוצג להלן.

4. 

   
   
   זכור מגמות אלקטרוניות של נתונים כדי להעריך בקלות. אם אין ברשותך טבלת אלקטרונגטיביות בהישג יד, עדיין ניתן להעריך ערך זה על סמך מיקומך בטבלה המחזורית. ככלל:
   • האלקטרוניטיביות של אטום עולה כשאתה עובר ל ימין בטבלה המחזורית.
   • האלקטרוניטיביות של אטום עולה כשאתה עובר ל לְמַעלָה בטבלה המחזורית.
   • לפיכך, לאטומים בפינה הימנית העליונה יש את הערכים האלקטרונגטיביים הגבוהים ביותר ואלה בפינה השמאלית התחתונה הם בעלי הנמוכים ביותר.
   • לדוגמה, בדוגמה הקודמת של NaCl, אתה יכול לקבוע שלכלור יש אלקטרונגטיביות גבוהה יותר מאשר נתרן מכיוון שהוא כמעט בנקודה הימנית הגבוהה ביותר. מצד שני, נתרן נמצא רחוק משמאל לשולחן, מה שהופך אותו לאחד האטומים הפחות טובים.

שיטה 2 מתוך 3: מציאת קשרים עם אלקטרוניות

1. 

   מצא את ההבדל בירידות אלקטרוניות בין שני האטומים. כאשר שני אטומים מקושרים זה לזה, ההבדל בין ערכי האלקטרוניטיביות שלהם מגלה רבות על איכות הקשר ההוא. הפחית את הערך הקטן ביותר מהגדול ביותר כדי למצוא את ההבדל.
   • לדוגמה, אם אנו מסתכלים על מולקולת HF, נחסך את הערך האלקטרוניטיבי של מימן (2.1) מזה של פלואור (4.0). 4.0 - 2.1 = 1,9.

2. 

   אם ההבדל הוא מתחת ל- 0.5, הקשר הוא קוולנטי ולא פולני. כאן אלקטרונים משותפים כמעט באותה מידה. קשרים אלה אינם יוצרים מולקולות עם הבדלי מטען גדולים בשני הצדדים. קשרי קוטב לעיתים קרובות מאוד קשה לשבור.
   • לדוגמא, המולקולה O₂ מציג חיבור מסוג זה. מכיוון שלשתי מולקולות החמצן יש אותה אלקטרונטיביות, ההבדל ביניהן שווה ל 0.

3. 

   אם ההבדל הוא בין 0.5 ל 1.6, הקשר הוא קוולנטי וקוטב. קשרים אלה מחזיקים יותר אלקטרונים בקצה האחד מאשר בקצה השני. זה הופך את המולקולה לקצת יותר שלילית בסוף עם יותר אלקטרונים וקצת יותר חיובי בסוף בלעדיהם. חוסר האיזון המטען בקשרים אלה מאפשר למולקולות להשתתף בכמה תגובות ספציפיות.
   • דוגמה טובה לכך היא מולקולת H₂O (מים). O הוא יותר אלקטרונגטיבי משני H, כך שהוא מקרב את האלקטרונים וגורם למולקולה כולה להיות שלילית בחלקה בקצה O ובחלקים חיוביים בקצות H.

4. 

   אם ההבדל גדול מ- 2, הקשר הוא יוני. בקשרים אלה האלקטרונים ממוקמים לחלוטין בקצה אחד. האטום האלקטרוניטיבי ביותר משיג מטען שלילי והאטום האלקטרוניטיבי הכי פחות צובר מטען חיובי. קשר מסוג זה מאפשר לאטומים להגיב עם אטומים אחרים או יתר על כן, להפריד על ידי אטומים קוטביים.
   • דוגמא לכך היא NaCl (נתרן כלורי). כלור הוא כל כך אלקטרוני, עד שהוא מושך את שני האלקטרונים מהקשר זה לזה, ומשאיר נתרן עם מטען חיובי.

5. 

   אם ההבדל הוא בין 1.6 ל -2, חפש מתכת. אם שם מתכת שנמצאת בקשר, זה מצביע על כך שכן יונית. אם ישנם אחרים שאינם מתכות, הקשר הוא קוטב קוטבי.
   • מתכות כוללות את מרבית האטומים משמאל ובמרכז הטבלה המחזורית. בדף זה יש טבלה המציגה אילו אלמנטים הם מתכות.
   • דוגמא HF הקודמת שלנו נופלת בקבוצה זו. מכיוון ש- H ו- F אינם מתכות, הקשר יהיה קוטב קוטבי.

שיטה 3 מתוך 3: גלה אלקטרוניות של מוליקן

1. 

   מצא את אנרגיית היינון הראשונה של האטום שלך. אלקטרוניות של מוליקן מורכבת משיטת מדידה שונה במקצת מזו שנמצאה בטבלת פאולינג לעיל. כדי למצוא את הערך שלו לאטום נתון, מצא את אנרגיית היינון הראשונה שלך. זו האנרגיה הדרושה בכדי לגרום לפריקת האטום לאלקטרון בודד.
   • ניתן למצוא ערך זה בחומרי התייחסות כימיים. בדף זה יש טבלה טובה שאפשר להשתמש בה (גלול מטה כדי למצוא אותה).
   • כדוגמה, נניח שברצונך לגלות מהי החשמליות של ליתיום (Li). בטבלה בעמוד שלמעלה, אנו יכולים לראות כי אנרגיית היינון הראשונה שקולה ל 520 kJ / mol.

2. 

   גלה מה זיקה האלקטרונים של האטום. זוהי מדידה של האנרגיה המתקבלת כאשר אלקטרון מתווסף לאטום ליצירת יון שלילי. שוב, זה משהו שצריך למצוא בחומרי עזר. בדף זה ישנם משאבים שיכולים להיות מועילים.
   • הזיקה האלקטרונית של ליתיום שווה ל 60 ק"ג מול.

3. 

   לפתור את משוואת האלקטרונינגטיביות של מוליקן. כאשר משתמשים ב- kJ / mol כיחידת אנרגיה, ניתן לכתוב את משוואת האלקטרוניטיביות של Mulliken כ- EN_מוליקן = (1.97 × 10) (ה_אני + ה_וה) + 0,19. הכנס את הנתונים הידועים למשוואה ומצא את הערך של EN_מוליקן.
   • בדוגמא שלנו נגיע להחלטה הבאה:

     EN_מוליקן = (1.97 × 10) (ה_אני + ה_וה) + 0,19

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

     EN_מוליקן = 1,143 + 0,19 = 1,333

טיפים

• בנוסף למאזני פאולינג ומוליקן, ישנם סולמות אלקטרוניים אחרים, כמו אלרד-רוצ'וב, סנדרסון ואלן. לכל אחת מהן יש משוואות משלו לחישוב האלקטרוניטיביות (וחלקן יכולות להיות מורכבות למדי).
• אלקטרונגטיביות אין יחידת מידה.