Bu makaledeki ortak yazarlar Bess Ruff, MA. Bess Ruff, Florida’da Coğrafya konusunda doktora öğrencisidir. Çevre Bilimleri ve Yönetimi konusundaki Yüksek Lisansını, Santa Barbara’daki Kaliforniya Üniversitesi Bren Çevre Bilimleri ve Yönetimi Fakültesi’ndan 2016 yılında almıştır.
Bu makalede atıfta bulunulan 8 referans vardır ve bu referanslara sayfanın sonunda ulaşılabilir.
Kimyada, elektronegatiflik bir atomun bir bağdaki elektronları ne kadar güçlü çektiğinin ölçüsüdür.[1] X Kaynağı araştır Elektronegatifliği yüksek olan bir atom, elektronları güçlü bir şekilde çekerken, elektronegatifliği düşük olan bir atom onları zayıf bir şekilde çeker. Elektronegatiflik değerleri, farklı atomların birbirine bağlandığında nasıl davranacağını tahmin etmek için kullanılır ve bu nedenle bunu yapabilmek temel kimyada önemli bir beceri hâline gelmiştir.
Adımlar
Yöntem 1 / 3:
Elektronegatifliğin Temelleri
-
1Kimyasal bağların atomların elektron paylaştığında meydana geldiğini anla. Elektronegatifliği anlamak için ilk olarak bir "bağ"ın ne olduğunu anlamak önemlidir. Bir molekül diyagramında birbirine "bağlı" olan herhangi iki atomun arasında bir bağ olduğu söylenir. Bu, her bir atomun bağa bir elektron katkıda bulunduğu iki elektron paylaştığı anlamına gelir.
- Atomların neden elektron paylaştığı ve bağ oluşturduğu biraz bu makalenin kapsamı dışındadır. Eğer daha fazlasını öğrenmek istersen bağın temelleri hakkındaki bu makaleye göz at.
-
2Elektronegatifliğin bağdaki elektronları nasıl etkilediğini anla. İki atom bir bağda iki elektron paylaştığında, onları her zaman eşit olarak paylaşmazlar. Bir atom bağlı olduğu atomdan daha yüksek elektronegatifliğe sahip olduğunda, bağdaki kendine daha yakın iki elektronu çeker. Elektronegatifliği çok yüksek olan bir atom, elektronları diğer atomla neredeyse hiç paylaşmadan hepsini bağın kendi tarafına çekebilir.
- Örneğin, NaCl (sodyum klorür) molekülünde, klorür atomunun elektronegatifliği oldukça yüksek ve sodyumun ise oldukça düşüktür. Böylece elektronlar klorüre doğru ve sodyumdan uzağa çekilecektir.
-
3Referans olarak bir elektronegatiflik tablosu kullan. Elektronegatiflik tablosunda, elementler periyodik bir tablodaki gibi düzenlenmiştir ancak her bir atom kendi elektronegatifliği ile belirtilmiştir. Bunlar kimya ders kitaplarında ve teknik makalelerde ve ayrıca internette bulunabilir.
-
4Kolay tahminler için elektronegatiflik yönelimlerini hatırla. Elinin altında bir elektronegatiflik tablon yoksa bir atomun elektronegatiflik gücünü, normal bir periyodik tabloda nerede bulunduğuna bağlı olarak başka bir elementin atomunun gücüyle kıyaslayarak da tahmin edebilirsin. Bir sayı değerini hesaplayamayacak olsan da, 2 farklı elementin elektronegatiflikleri arasındaki farkı değerlendirebilirsin. Genel bir kural olarak:
Reklam
- Periyodik tabloda sağa gittikçe atomun elektronegatifliği artar.
- Periyodik tabloda yukarı gittikçe atomun elektronegatifliği artar.
- Böylece, sağ üstteki atomların elektronegatifliği en yüksek ve sol alttaki atomların elektronegatifliği en düşüktür.
- Örneğin, yukarıdan NaCl örneğinde, klorun sodyumdan daha yüksek bir elektronegatifliğe sahip olduğunu söyleyebilirsin çünkü neredeyse sağda en üsttedir. Diğer yandan, sodyum çok soldadır ve bu yüzden daha düşük dereceli bir atomdur.
Yöntem 2 / 3:
Elektronegatiflik ile Bağları Bulmak
-
1İki atom arasındaki elektronegatiflik farkını bul. İki atom birbirine bağlandığında, elektronegatiflikleri arasındaki fark sana bağlarının özellikleri hakkında bilgi verebilir. Farkı bulmak için küçük elektronegatifliği büyük olandan çıkar.
- Örneğin, eğer HF molekülüne bakıyorsak hidrojenin elektronegatifliğini (2,1) florün elektronegatifliğinden (4,0) çıkarırız. 4,0 - 2,1 = 1,9
-
2Eğer fark 0,5’in altındaysa bağ apolar kovalenttir. Burada, elektronlar neredeyse eşit şekilde paylaşılır. Bu bağlar, her iki ucunda da büyük yük farklılıkları olan moleküller oluşturmaz. Apolar bağların kopması çok zordur.[3] X Kaynağı araştır Bunun sebebi atomların elektron paylaşarak bağı kararlı hâle getirmesidir. Bu bağı kırmak için çok fazla enerji gerekir.[4] X Kaynağı araştır
- Örneğin, O2 molekülünde bu tür bir bağ vardır. İki elektron aynı elektronegatifliğe sahip olduğu için aralarındaki fark 0’dır.
-
3Eğer fark 0,5 ile 1,6 arasındaysa bağ polar kovalenttir. Bu bağların bir ucunda diğerinden daha fazla elektron bulunur. Bu, molekülü elektron bulunan uçu biraz daha negatif ve elektron bulunmayan ucu biraz daha pozitif hâle getirir. Bu bağlardaki yük dengesizliği, molekülün başka bir atom veya molekül ile birleşmek veya bir molekülü ayırmak gibi belirli özel reaksiyonlara katılmasına izin verebilir. Bunun nedeni hâlâ reaktif olmasıdır.[5] X Kaynağı araştır
- Buna iyi bir örnek H2O (su) molekülüdür. O, iki H’den daha elektronegatiftir, bu nedenle elektronları daha sıkı tutar ve molekülün tamamını O ucunda kısmen negatif ve H ucunda kısmen pozitif yapar.
-
4Eğer 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 çekilmesine izin verir.
- NaCl (sodyum klorür veya tuz) buna bir örnektir. Klor o kadar elektronegatiftir ki bağdaki her iki elektronu da tamamen kendine doğru çeker ve sodyumun pozitif yüklü kalmasını sağlar.
- NaCl, H2O (su) gibi polar bir molekül tarafından parçalanabilir. Bir su molekülünde molekülün hidrojen tarafı pozitif iken oksijen tarafı negatiftir. Tuzu suya karıştırdığında, su molekülleri tuz moleküllerini parçalayarak tuzu çözer.[6] X Kaynağı araştır
-
5Eğer fark 1,6 ile 2,0 arasındaysa metal aramaya çalış. Eğer bağda metal varsa bağ iyoniktir. Eğer sadece ametaller varsa bağ polar kovalenttir.Reklam
Yöntem 3 / 3:
Mulliken Elektronegatifliğini Bul
-
1Atomunun ilk iyonlaşma enerjisini bul. Mulliken elektronegatifliği, yukarıda kullanılan Pauling tablosundan biraz farklı bir elektronegatiflik ölçme yoludur. Belirli bir atom için Mulliken elektronegatifliğini bulmak için o atomun ilk iyonlaşma enerjisini bul. Bu, atomdan bir elektron koparmak için gereken enerjidir.
- Bu, muhtemelen kimya referans materyallerinde araman gereken bir şey. Bu sitede kullanabileceğin güzel bir tablo var (bulmak için sayfayı aşağı kaydır).[8] X Kaynağı araştır
- Örnek olarak, lityumun (Li) elektronegatifliğini bulmaya çalıştığımızı varsayalım. Yukarıdaki sitedeki tabloda ilk iyonlaşma enerjisinin 520 kJ/mol olduğunu görebiliriz.
-
2Atomun elektron ilgisini bul. Bu, negatif bir iyon oluşturmak için bir atoma bir elektron eklendiğinde kazanılan enerjinin bir ölçüsüdür. Bu da referans materyalinde araman gereken bir şey. Bu sitede göz atmak istyebileceğin kaynaklar mevcut.[9] X Kaynağı araştır
- Lityumun elektron ilgisi 60 kJ mol-1’dir.
-
3Mulliken elektronegatiflik denklemini çöz. Enerjilerin birimleri için kJ/mol kullandığında Mulliken elektronegatifliği denklemi ENMulliken = (1.97×10−3)(Ei+Eea) + 0,19. Değerlerini denklemde yerine koy ve ENMulliken değerini bul.
Reklam
- Örneğimizde, şu şekilde çözeceğiz:
- ENMulliken = (1.97×10−3)(Ei+Eea) + 0.19
- ENMulliken = (1.97×10−3)(520 + 60) + 0.19
- ENMulliken = 1.143 + 0.19 = 1.333
- Örneğimizde, şu şekilde çözeceğiz:
İpuçları
- Elektronegatifliğin birimi yoktur.
- Pauling ve Mulliken ölçekleri dışında Allred–Rochow ölçeği, Sanderson ölçeği ve Allen ölçeği gibi diğer elektronegatiflik ölçekleri vardır. Bunların hepsinin elektronegatifliği hesaplamak için kendine ait denklemleri vardır (bazıları oldukça karmaşıklaşabilir).
Referanslar
- ↑ http://www.chemguide.co.uk/atoms/bonding/electroneg.html
- ↑ http://www.tutor-homework.com/Chemistry_Help/electronegativity_table/electronegativity.html
- ↑ http://study.com/academy/lesson/polar-and-nonpolar-covalent-bonds-definitions-and-examples.html
- ↑ http://www.rsc.org/Education/Teachers/Resources/cfb/water.htm
- ↑ http://study.com/academy/lesson/polar-and-nonpolar-covalent-bonds-definitions-and-examples.html
- ↑ https://water.usgs.gov/edu/solvent.html
- ↑ http://www.tutor-homework.com/Chemistry_Help/electronegativity_table/electronegativity.html
- ↑ http://chemwiki.ucdavis.edu/Physical_Chemistry/Physical_Properties_of_Matter/Atomic_and_Molecular_Properties/Ionization_Energy
- ↑ http://chemwiki.ucdavis.edu/Physical_Chemistry/Physical_Properties_of_Matter/Atomic_and_Molecular_Properties/Electron_Affinity