Keemias on elektronegatiivsus mõõt selle kohta, kui tugevalt aatom sidemesse elektrone ligi tõmbab. Kõrge elektronegatiivsusega aatom tõmbab elektrone tugevalt, madala elektronegatiivsusega aatom aga nõrgalt. Elektronegatiivsuse väärtusi kasutatakse selleks, et ennustada, kuidas erinevad aatomid üksteisega seotuna käituvad, mistõttu on see keemia põhioskus oluline.
1
Mõista, et keemilised sidemed tekivad siis, kui aatomid jagavad elektrone. Elektronegatiivsuse mõistmiseks on oluline kõigepealt mõista, mis on “side”. Molekuli mis tahes kahel aatomil, mis on molekulaardiagrammil üksteisega “ühendatud”, on nende vahel side. See tähendab, et neil on kahest elektronist koosnev komplekt, kusjuures iga aatom annab sidemesse ühe elektroni. Täpsed põhjused, miks aatomid jagavad elektrone ja sidet, jäävad sellest artiklist veidi kaugemale. Kui soovite rohkem teada saada, proovige seda artiklit sidemete põhitõdede kohta või Selgitatud enda artiklit Kuidas uurida keemilise sideme olemust (keemia).
2
Saate aru, kuidas elektronegatiivsus mõjutab sideme elektrone. Kui kaks aatomit jagavad sidemes kahe elektroni komplekti, ei jaga nad neid alati võrdselt. Kui ühel aatomil on suurem elektronegatiivsus kui aatomil, millega see on seotud, tõmbab see sideme kaks elektroni endale lähemale. Väga suure elektronegatiivsusega aatom võib tõmmata elektronid oma sideme poolele, jagades neid peaaegu üldse teise aatomiga. Näiteks molekulis NaCl (naatriumkloriid) on kloriidi aatomil üsna kõrge elektronegatiivsus. ja naatriumi on üsna vähe. Seega tõmmatakse elektronid kloriidi poole ja naatriumist eemale.
3
Kasutage viitena elektronegatiivsuse tabelit. Elementide elektronegatiivsuse tabelis on elemendid paigutatud täpselt nagu perioodilisuse tabelis, välja arvatud see, et iga aatom on märgistatud selle elektronegatiivsusega. Neid võib leida erinevatest keemiaõpikutest ja tehnilistest artiklitest ning ka veebist. Siin on link suurepärase elektronegatiivsuse tabeli juurde. Pange tähele, et see kasutab Paulingi elektronegatiivsuse skaalat, mis on kõige tavalisem. Siiski on elektronegatiivsuse mõõtmiseks ka teisi viise, millest ühte näidatakse allpool.
4
Lihtsate hinnangute tegemiseks pidage meeles elektronegatiivsuse suundumusi. Kui teil pole elektronegatiivsuse tabelit käepärast, saate siiski hinnata aatomi elektronegatiivsuse tugevust võrreldes mõne teise elemendi aatomi tugevusega selle asukoha alusel tavalises perioodilisuse tabelis. Kuigi te ei saa arvu väärtust arvutada, saate hinnata kahe erineva elemendi elektronegatiivsuse erinevust. Üldreegel: aatomi elektronegatiivsus suureneb, kui liigute perioodilisustabelis paremale. Aatomi elektronegatiivsus tõuseb perioodilisustabelis ülespoole liikudes. Seega on üleval paremal olevatel aatomitel kõrgeim elektronegatiivsus ja aatomitel alumises vasakus servas on kõige madalamad. Näiteks ülaltoodud NaCl näites näete, et klooril on suurem elektronegatiivsus kui naatriumil, kuna see on peaaegu täielikult üleval paremal. Teisest küljest on naatrium kaugel vasakul, muutes selle üheks madalama astme aatomiks.
5
Leidke elektronegatiivsuse erinevus kahe aatomi vahel. Kui kaks aatomit on omavahel seotud, võib nende elektronegatiivsuse erinevus rääkida nende sideme omadustest. Erinevuse leidmiseks lahutage väiksem elektronegatiivsus suuremast. Näiteks kui me vaatame molekuli HF, lahutaksime vesiniku elektronegatiivsuse (2.1) fluorist (4.0). 4,0 – 2,1 = 1,9
6
Kui erinevus on alla umbes 0,5, on side mittepolaarne kovalentne. Siin jagatakse elektronid peaaegu võrdselt. Need sidemed ei moodusta molekule, mille mõlemas otsas on suured laenguerinevused. Mittepolaarseid sidemeid on tavaliselt väga raske murda. Seda seetõttu, et aatomid jagavad elektrone, muutes nende sideme stabiilseks. Selle sideme katkestamiseks kulub palju energiat. Näiteks molekulil O2 on seda tüüpi side. Kuna kahel hapnikul on sama elektronegatiivsus, on nende erinevus 0.
7
Kui erinevus on 0,5-1,6, on side polaarne kovalentne. Nende sidemete ühes otsas on rohkem elektrone kui teises. See muudab molekuli elektronidega lõpus natuke negatiivsemaks ja ilma nendeta lõpus natuke positiivsemaks. Laengu tasakaalustamatus nendes sidemetes võib võimaldada molekulil osaleda teatud erilistes reaktsioonides, näiteks liituda teise aatomi või molekuliga või tõmmata molekuli lahku. Seda seetõttu, et see on endiselt reaktiivne. Hea näide sellest on molekul H2O (vesi). O on elektronegatiivsem kui kaks H-d, seega hoiab see elektrone tugevamalt kinni ja muudab kogu molekuli O-otsas osaliselt negatiivseks ja H-otstes osaliselt positiivseks.
8
Kui erinevus on üle 2,0, on side ioonne. Nendes sidemetes on elektronid täielikult sideme ühes otsas. Mida elektronegatiivsem aatom saab negatiivse laengu ja mida vähem elektronegatiivne aatom saab positiivse laengu. Seda tüüpi sidemed võimaldavad nende aatomitel hästi reageerida teiste aatomitega ja isegi polaarsete molekulide poolt eraldatud. Näiteks on NaCl (naatriumkloriid või sool). Kloor on nii elektronegatiivne, et tõmbab mõlemad sideme elektronid lõpuni enda poole, jättes naatriumi positiivse laenguga. NaCl-i võib lõhkuda polaarne molekul, näiteks H2O (vesi). Veemolekulis on molekuli vesiniku pool positiivne, hapniku pool aga negatiivne. Kui segate soola vette, lagundavad veemolekulid soola molekulid, lahustades soola.
9
Kui erinevus on 1,6-2,0, kontrollige metalli olemasolu. Kui sidemes on metall, on side ioonne. Kui on ainult mittemetallid, on side polaarne kovalentne. Metallid hõlmavad enamikku perioodilisuse tabeli vasakul küljel ja keskel olevaid aatomeid. Sellel lehel on tabel, mis näitab, millised elemendid on metallid. Meie ülaltoodud HF näide jääb sellesse vahemikku. Kuna H ja F ei ole metallid, on neil polaarne kovalentne side.
10
Leidke oma aatomi esimene ionisatsioonienergia. Mullikeni elektronegatiivsus on veidi erinev elektronegatiivsuse mõõtmise viis, kui on kasutatud ülaltoodud Paulingi tabelis. Teatud aatomi jaoks Mullikeni elektronegatiivsuse leidmiseks leidke selle aatomi esimene ionisatsioonienergia. See on energia, mis on vajalik aatomist ühe elektroni tühjendamiseks. Seda peate tõenäoliselt keemia võrdlusmaterjalidest otsima. Sellel saidil on hea tabel, mida võiksite kasutada (selle leidmiseks kerige alla). Näiteks oletame, et proovime leida liitiumi (Li) elektronegatiivsust. Ülaltoodud saidi tabelist näeme, et selle esimene ionisatsioonienergia on 520 kJ/mol.
11
Leidke aatomi elektronafiinsus. See on energia mõõt, mis saadakse, kui aatomile lisatakse elektron, et moodustada negatiivne ioon. Jällegi, see on midagi, mida peate võrdlusmaterjalist otsima. Sellel saidil on ressursse, mida võiksite sirvida. Liitiumi elektronafiinsus on 60 kJ mol-1.
12
Lahendage Mullikeni elektronegatiivsuse võrrand. Kui kasutate oma energiate ühikutena kJ/mol, on Mullikeni elektronegatiivsuse võrrand ENMulliken = (1,97×10−3)(Ei+Eea) + 0,19. Ühendage oma väärtused võrrandiga ja lahendage ENMulliken. Meie näites lahendaksime järgmiselt: ENMulliken = (1.97×10−3)(Ei+Eea) + 0.19ENMulliken = (1.97×10−3)(520 + 60) + 0,19 ENMulliken = 1,143 + 0,19 = 1,333