Videnskab
 science >> Videnskab >  >> Kemi

Forklaring af begrebet Electronegativity

Atomer i molekyler holdes sammen ved at dele elektroner. Et delt par elektroner kaldes en kemisk binding. Ikke alle atomer deler imidlertid elektroner ens. Nogle af dem er mere egoistiske end andre. Elektronegativitet er et mål for et atoms evne til at tiltrække et par fælles elektroner til sig selv. Forskellen i elektronegativitet mellem to elementer bestemmer i hvilket omfang de elektroner de deler er delt ujævnt. Den måde, hvorpå elektroner deles, hjælper med at bestemme mange af molekylets vigtige egenskaber som opløselighed.

Definition

Elektronegativitet defineres simpelthen som trækkraften for et element på elektroner, som det deler i en obligation . Når to atomer deler elektroner, eksisterer der noget som en snoethed mellem dem. Elektronerne vil bruge mere tid omkring det mere elektronegative element, og jo større forskellen i elektronegativitet er, jo mere ulige delingen vil være. Hvis de to elementer har tilsvarende elektronegativiteter, vil de derimod dele elektroner på en mere eller mindre ensartet måde.

Måling af elektronegativitet

Kemister har forsøgt at komme på forskellige måder at måle elektronegativitet på tværs af årene. De to mest populære skalaer er dem, der er udtænkt af kemikere Robert Mulliken og Linus Pauling. I Mulliken-skalaen er elektronegativiteten gennemsnittet af den mængde energi, der kræves for at fjerne en elektron fra et atom og mængden af ​​energi frigivet, når atomet vinder en elektron - ioniseringsenergien og elektronaffiniteten. Pauling skalaen er mere kompliceret og er baseret på den mængde energi, der kræves for at bryde en bånd mellem to elementer. De to skalaer giver forskellige tal for hvert element, men resultaterne varierer over det periodiske bord i stort set samme måde, så de er mere eller mindre udskiftelige. Begge skalaer er unitless, så hvert element er tildelt et tal for at angive, hvor electronegative det er i forhold til andre elementer. Højere tal betyder øget elektronegativitet i begge skalaer.

Variation over tabellen

Når du går enten op i det periodiske bord eller til højre, har elektronegativitet tendens til at stige. Klor er for eksempel mere electronegativ end brom, hvilket er mere elektronegative end iod. Oxygen er mere electronegativ end nitrogen, som er mere electronegativ end kulstof. Fluor er det mest elektronegative element, med ilt følger på andenpladsen. Carbon og hydrogen har lignende elektronegativiteter, så de har tendens til at dele elektroner mere eller mindre lige.

Ioniske bindinger

Du kan bruge forskelle i elektronegativiteter til at klassificere obligationer i forskellige kategorier. Hvis et element er langt mere electronegativt end det andet, vil det holde elektronerne i stedet for at dele dem, så det vil få en negativ ladning, mens partneren har en positiv ladning. Tiltrækningen mellem de modsatte ladninger vil holde dem sammen. Denne type binding kaldes en ionbinding og er temmelig almindelig, når elementer som natrium i den venstre venstre kolonne i det periodiske bord reagerer med elementer som klor helt til højre. Natrium har for eksempel en elektronegativitet på 0,9 på Pauling-skalaen, mens chlor har en elektronegativitet på 3,2. Som en generel tommelfingerregel er obligationer, hvor elektronegativitetsforskellen er større end to, ioniske.

Kovalente bindinger

I tilfælde hvor ét element er noget mere elektronegativt end det andet, vil elektronerne være deles, men deles ulige og vil bruge mere tid omkring det mere elektronegative atom. Oxygenhydrogenbindingen i vand og oxygen-carbonbindingen i carbondioxid er almindelige eksempler. Oxygen har en elektronegativitet på 3,4 på Pauling skalaen i forhold til 2,6 for kulstof og 2,2 for hydrogen, så det er betydeligt mere elektronegative. Denne type binding kaldes en polær kovalent binding. Endelig, hvis to elementer har lignende elektronegativiteter, deler de elektroner i et partnerskab kaldet en ikke-polær kovalent binding. Kul- og hydrogenbinding er det mest almindelige eksempel. Som en generel tommelfingerregel har polære kovalente bindinger elektronegativitetsforskelle i området fra 0,3 til 2. Jo større forskellen i elektronegativitet er, jo mere polære bindingen. Dette er kun en tommelfingerregel, og der er undtagelser.

Molekylære egenskaber

Nogle af molekylets vigtige egenskaber, som opløselighed, er relateret til, hvor polar det er - i andre ord, hvor ulige er elektronerne delte i molekylet. En generel tommelfingerregel for opløselighed er, at ligesom opløses som, hvilket betyder, at højt polære opløsningsmidler er gode til at opløse højpolære molekyler, mens ikke-polære opløsningsmidler er gode til at opløse ikke-polære molekyler.

Klik for at udvide hele teksten