3 spôsoby výpočtu elektronegativity

V chémii, elektronegativita je mierou toho, ako silno atóm priťahuje elektróny vo väzbe.[1]
Atóm s vysokou elektronegativitou silne priťahuje elektróny, zatiaľ čo atóm s nízkou elektronegativitou ich priťahuje slabo. Hodnoty elektronegativity sa používajú na predpovedanie toho, ako sa budú rôzne atómy správať, keď sa budú navzájom viazať, vďaka čomu je to dôležitá zručnosť v základoch chémie.

Metóda 1 z 3:Základy elektronegativity


Pochopiť, že chemické väzby vznikajú, keď si atómy vymieňajú elektróny. Na pochopenie elektronegativity je dôležité najprv pochopiť, čo je to „väzba“. O akýchkoľvek dvoch atómoch v molekule, ktoré sú navzájom „spojené“ na molekulovej schéme, sa hovorí, že majú medzi sebou väzbu. To znamená, že zdieľajú súbor dvoch elektrónov, pričom každý atóm prispieva do väzby jedným elektrónom.

  • Presné dôvody pre prečo atómy zdieľajú elektróny a väzby sú trochu nad rámec tohto článku. Ak sa chcete dozvedieť viac, skúste tento článok o základoch väzby alebo vlastný článok na WikiHow Ako študovať podstatu chemickej väzby (chémia).


Pochopiť, ako elektronegativita ovplyvňuje elektróny vo väzbe. Keď dva atómy zdieľajú vo väzbe súbor dvoch elektrónov, nie vždy ich zdieľajú rovnako. Keď má jeden atóm vyššiu elektronegativitu ako atóm, s ktorým je viazaný, priťahuje k sebe dva elektróny vo väzbe. Atóm s veľmi vysokou elektronegativitou môže ťahať elektróny až na svoju stranu väzby a takmer vôbec ich nezdieľať s druhým atómom.

  • Napríklad v molekule NaCl (chlorid sodný) má atóm chloridu pomerne vysokú elektronegativitu a atóm sodíka pomerne nízku. Elektróny sa teda priťahujú k chloridu a od sodíka.


Ako referenciu použite tabuľku elektronegativity. Tabuľka elektronegativít prvkov má prvky usporiadané presne tak, ako v periodickej tabuľke, s tým rozdielom, že každý atóm je označený svojou elektronegativitou. Nájdete ich v rôznych chemických učebniciach a odborných článkoch, ako aj na internete.

  • Tu je odkaz na vynikajúcu tabuľku elektronegativity. Všimnite si, že sa tu používa Paulingova stupnica elektronegativity, ktorá je najbežnejšia.[2]
    Existujú však aj iné spôsoby merania elektronegativity, jeden z nich si ukážeme nižšie.


Zapamätajte si trendy elektronegativity pre jednoduchý odhad. Ak nemáte po ruke tabuľku elektronegativity, môžete aj tak odhadnúť silu elektronegativity atómu v porovnaní so silou atómu iného prvku na základe toho, kde sa nachádza v bežnej periodickej tabuľke. Hoci nebudete môcť vypočítať číselnú hodnotu, môžete vyhodnotiť rozdiel medzi elektronegativitou 2 rôznych prvkov. Všeobecne platí pravidlo:

  • Elektronegativita atómu získava vyššia pri prechode k vpravo v periodickej tabuľke.
  • Elektronegativita atómu sa vyššia keď sa budete pohybovať nahor v periodickej tabuľke prvkov.
  • Atómy vpravo hore majú teda najvyššiu elektronegativitu a atómy vľavo dole majú najnižšiu.
  • Napríklad v príklade NaCl z vyššie uvedeného môžete povedať, že chlór má vyššiu elektronegativitu ako sodík, pretože je takmer celý vpravo hore. Na druhej strane, sodík je ďaleko vľavo, čo ho radí medzi atómy s nižšou elektronegativitou.

Metóda 2 z 3:Hľadanie väzieb s elektronegativitou


Nájdite rozdiel elektronegativít medzi týmito dvoma atómami. Keď sú dva atómy spojené, rozdiel medzi ich elektronegativitami vám môže povedať o vlastnostiach ich väzby. Odčítaním menšej elektronegativity od väčšej zistíte rozdiel.

  • Ak sa napríklad pozeráme na molekulu HF, odčítali by sme elektronegativitu vodíka (2.1) z fluóru (4.0). 4.0 – 2.1 = 1.9


Ak je rozdiel nižší ako približne 0.5, väzba je nepolárna kovalentná. Tu sú elektróny rozdelené takmer rovnomerne. Tieto väzby netvoria molekuly, ktoré majú na oboch koncoch veľké rozdiely nábojov. Nepolárne väzby sa zvyčajne veľmi ťažko rozbíjajú.[3]
Je to preto, že atómy sa delia o elektróny, vďaka čomu je ich väzba stabilná. Na rozbitie tejto väzby je potrebné veľké množstvo energie.[4]

  • Napríklad molekula O2 má tento typ väzby. Keďže oba kyslíky majú rovnakú elektronegativitu, rozdiel medzi nimi je 0.


Ak je rozdiel medzi 0.5-1.6, väzba je polárna kovalentná. Tieto väzby majú viac elektrónov na jednom konci ako na druhom. Tým je molekula na konci s elektrónmi o niečo zápornejšia a na konci bez nich o niečo kladnejšia. Nerovnováha nábojov v týchto väzbách môže umožniť, aby sa molekula zúčastňovala na určitých špeciálnych reakciách, ako je spojenie s iným atómom alebo molekulou alebo odtrhnutie molekuly od seba. Je to preto, že je stále reaktívny.[5]

  • Dobrým príkladom je molekula H2O (voda). O je elektronegatívnejší ako dva H, takže drží elektróny pevnejšie a spôsobuje, že celá molekula je čiastočne záporná na konci O a čiastočne kladná na konci H.


Ak je rozdiel väčší ako 2.0, väzba je iónová. V týchto väzbách sú elektróny úplne na jednom konci väzby. Elektronegatívnejší atóm získava záporný náboj a menej elektronegatívny atóm získava kladný náboj. Tieto druhy väzieb umožňujú, aby ich atómy dobre reagovali s inými atómami a dokonca aby sa od seba odtrhli polárne molekuly.

  • Príkladom je NaCl (chlorid sodný alebo soľ). Chlór je taký elektronegatívny, že oba elektróny vo väzbe ťahá až k sebe, takže sodík má kladný náboj.
  • NaCl môže byť rozbitý polárnou molekulou, napríklad H2O (voda). V molekule vody je vodíková strana molekuly kladná, zatiaľ čo kyslíková strana je záporná. Keď zmiešate soľ s vodou, molekuly vody rozbijú molekuly soli, čím sa soľ rozpustí.[6]


Ak je rozdiel medzi 1.6-2.0, skontrolujte, či je kov. Ak je je kov vo väzbe, väzba je iónový. Ak sú v ňom len nekovy, väzba je polárna kovalentná.

  • Medzi kovy patrí väčšina atómov na ľavej strane a v strede periodickej tabuľky. Táto stránka obsahuje tabuľku, ktorá ukazuje, ktoré prvky sú kovy.[7]
  • Náš vyššie uvedený príklad HF patrí do tohto rozsahu. Keďže H a F nie sú kovy, majú polárny kovalent väzba.

Metóda 3 z 3:Nájdite Mullikenovu elektronegativitu


Nájdite prvú ionizačnú energiu vášho atómu. Mullikenova elektronegativita je trochu iný spôsob merania elektronegativity, ako sa používa vo vyššie uvedenej Paulingovej tabuľke. Ak chcete zistiť Mullikenovu elektronegativitu pre určitý atóm, nájdite prvú ionizačnú energiu tohto atómu. Je to energia potrebná na to, aby atóm vybil jeden elektrón.

  • Toto je niečo, čo si pravdepodobne budete musieť vyhľadať v chemických referenčných materiáloch. Na tejto stránke je dobrá tabuľka, ktorú možno budete chcieť použiť (prejdite nižšie, aby ste ju našli).[8]
  • Ako príklad uveďme, že sa snažíme zistiť elektronegativitu lítia (Li). V tabuľke na uvedenej stránke vidíme, že jeho prvá ionizačná energia je 520 kJ/mol.


Zistite elektrónovú afinitu atómu. Je to miera energie získanej pri pridaní elektrónu k atómu za vzniku záporného iónu. Opäť je to niečo, čo si budete musieť vyhľadať v referenčných materiáloch. Táto stránka obsahuje zdroje, ktoré si možno budete chcieť prezrieť.[9]

  • Elektrónová afinita lítia je 60 kJ mol-1.

  • Vyriešte Mullikenovu rovnicu elektronegativity. Keď používate kJ/mol ako jednotky pre svoje energie, rovnica pre Mullikenovu elektronegativitu je SKMulliken = (1.97×10-3)(Ei+Eea) + 0.19. Doplňte svoje hodnoty do rovnice a vyriešte ENMulliken.

    • V našom príklade by sme to vyriešili takto:
      SKMulliken = (1.97×10-3)(Ei+Eea) + 0.19
      SKMulliken = (1.97×10-3)(520 + 60) + 0.19
      SKMulliken = 1.143 + 0.19 = 1.333
  • Odkazy