Elektronegatiivsuse mõiste selgitus

Sisu

• Aatomi struktuur
• Keemilise liimimise alused
• Keemilised sidemed ja elektronegatiivsus
• Elektronegatiivsuse väärtused ja perioodiline tabel
• Edasine töö: pinnaaatomid

Elektronegatiivsus on molekulaarkeemia mõiste, mis kirjeldab aatomite võimet meelitada elektrone enda juurde. Mida suurem on antud aatomite elektronegatiivsuse arvuline väärtus, seda võimsamalt tõmbab see negatiivselt laetud elektrone oma positiivselt laetud tuuma prootonite ja (va vesiniku) neutronite poole.

Kuna aatomid ei eksisteeri isoleeritult ja moodustavad selle asemel teiste aatomitega kombineerides molekulaarseid ühendeid, on elektronegatiivsuse mõiste oluline, kuna see määrab aatomite vaheliste sidemete olemuse. Aatomid liituvad teiste aatomitega elektronide ühiskasutusprotsessi kaudu, kuid seda võib tõesti pidada pigem sõja lahendamise lahendamatuks mänguks: aatomid püsivad omavahel seotud, kuna kuigi kumbki aatom ei võida, on nende oluline vastastikune ligitõmme hoiab nende ühiseid elektrone suumides nende vahel mõne üsna täpselt määratletud punkti ümber.

Aatomi struktuur

Aatomid koosnevad prootonitest ja neutronitest, mis moodustavad aatomite keskpunkti või tuuma, ja elektronidest, mis "tiirlevad" tuuma pigem nagu väga pisikesed planeedid või komeedid, kes keerlevad hullukapi kiirusel minisüklilise päikese ümber. Prooton kannab positiivset laengu 1,6 x 10^-19 coulombs või C, samal ajal kui elektronidel on samas suurusjärgus negatiivne laeng. Aatomitel on tavaliselt sama arv prootoneid ja elektrone, muutes need elektriliselt neutraalseks. Aatomites on tavaliselt umbes sama arv prootoneid ja neutroneid.

Konkreetne aatomi tüüp või mitmekesisus, mida nimetatakse elemendiks, määratletakse selles olevate prootonite arvuga, mida nimetatakse selle elemendi aatomnumbriks.Vesinikul, aatomnumbriga 1, on üks prooton; uraan, millel on 92 prootonit, on elementide perioodilisustabelis vastavalt number 92 (interaktiivse perioodilise tabeli näite leiate allikast).

Kui aatom läbib oma prootonite arvu muutust, pole see enam sama element. Teisest küljest, kui aatom võidab või kaotab neutroneid, jääb see samaks elemendiks, kuid on isotoop algsel, keemiliselt kõige stabiilsemal kujul. Kui aatom omandab või kaotab elektronid, kuid jääb muidu samaks, nimetatakse seda a-ks ioon.

Elektronid, mis asuvad nende mikroskoopiliste paigutuste füüsikalistel servadel, on aatomite komponendid, mis osalevad teiste aatomitega seondumises.

Keemilise liimimise alused

Fakt, kuidas aatomite tuumad on positiivselt laetud, samal ajal kui aatomite füüsilistes servades ringi hooldavad elektronid on negatiivselt laetud, määrab selle, kuidas üksikud aatomid üksteisega suhtlevad. Kui kaks aatomit asuvad väga lähestikku, tõrjuvad nad üksteist sõltumata sellest, milliseid elemente nad esindavad, sest nende vastavad elektronid "puutuvad üksteisega kokku" ja negatiivsed laengud suruvad vastu teisi negatiivseid laenguid. Ehkki nende tuumad pole nii lähestikku kui elektronid, tõrjuvad nad ka üksteist. Kui aatomid asuvad üksteisest piisavalt kaugel, kipuvad nad aga üksteist köitma. (Ioonid, nagu varsti näete, on erand; kaks positiivselt laetud iooni tõrjuvad alati üksteist ja negatiivse laenguga ioonipaaride puhul sama.) See tähendab, et teatud tasakaalukaugusel tasakaalus atraktiivsed ja tõrjuvad jõud ning aatomid jäävad selle vahemaa taha, kui muud jõud neid ei sega.

Aatom-aatomipaari potentsiaalne energia on määratletud kui negatiivne, kui aatomid on üksteise vastu meelitatud, ja positiivne, kui aatomid saavad vabalt üksteisest eemalduda. Tasakaalu kaugusel on aatomi vaheline potentsiaalne energia madalaimal (s.o kõige negatiivsemal) väärtusel. Seda nimetatakse kõnealuse aatomi sidemeenergiaks.

Keemilised sidemed ja elektronegatiivsus

Erinevat tüüpi aatomsidemed võimendavad molekulaarkeemia maastikku. Praegu on kõige olulisemad ioonilised ja kovalentsed sidemed.

Vaadake eelmist arutelu aatomite kohta, mis kipuvad üksteist lähestikku tõrjuma, peamiselt nende elektronide vastastikuse mõju tõttu. Samuti märgiti, et samalaadselt laetud ioonid tõrjuvad üksteist ükskõik. Kui ioonide paaril on aga vastupidised laengud - see tähendab, et kui üks aatom on kaotanud elektroni, et eeldada laengut +1, ja teine ​​on saavutanud elektroni, et eeldada laengut -1, siis on kaks aatomit väga tugevalt köidetud muud. Iga aatomi netolaeng hävitab nende elektronide mis tahes tõrjuva mõju ja aatomid kipuvad omavahel siduma. Kuna need sidemed asuvad ioonide vahel, nimetatakse neid ioonsidemeteks. Naatriumkloriidist (NaCl) koosnev lauasool, mis tuleneb positiivselt laetud naatriumi aatomi sidumisest negatiivselt laetud kloori aatomiga, et luua elektriliselt neutraalne molekul, on seda tüüpi sideme näide.

Kovalentsed võlakirjad tulenevad samadest põhimõtetest, kuid mõnevõrra tasakaalukamate konkureerivate jõudude olemasolu tõttu pole need sidemed nii tugevad. Näiteks vesi (H₂O) on kaks kovalentset vesiniku-hapniku sidet. Need sidemed moodustuvad peamiselt seetõttu, et aatomite välised elektronide orbiidid "tahavad" end teatud arvu elektronidega täita. See arv varieerub elementide vahel ja elektronide jagamine teiste aatomitega on viis selle saavutamiseks isegi siis, kui see tähendab tagasihoidlikest tõrjuvatest mõjudest üle saamist. Kovalentseid sidemeid sisaldavad molekulid võivad olla polaarsed, mis tähendab, et isegi kui nende netolaeng on null, kannavad molekuli osad positiivset laengu, mida mujal tasakaalustavad negatiivsed laengud.

Elektronegatiivsuse väärtused ja perioodiline tabel

Paulingi skaalat kasutatakse selle elemendi elektronegatiivsuse määramiseks. (See skaala on oma nime saanud Nobeli preemia pälvinud teadlane Linus Pauling.) Mida suurem on väärtus, seda innukam on aatom, et meelitada elektronid enda poole stsenaariumides, mis pakuvad võimalust kovalentseks sidumiseks.

Selle skaala kõrgeima astme element on fluor, millele omistatakse väärtus 4,0. Madalaimad on suhteliselt ebamäärased elemendid tseesium ja frantsium, mille sisseregistreerimine on 0,7. "Ebaühtlased" või polaarsed kovalentsed sidemed tekivad suurte erinevustega elementide vahel; sellistel juhtudel asuvad jagatud elektronid ühele aatomile lähemal kui teisele. Kui elemendi kaks aatomit on üksteisega seotud, nagu O-ga₂ molekuli järgi on aatomid elektronegatiivsuses ilmselgelt võrdsed ja elektronid asuvad igast tuumast võrdselt kaugel. See on mittepolaarne side.

Elemendi asukoht perioodilisustabelil pakub üldist teavet selle elektronegatiivsuse kohta. Elementide elektronegatiivsuse väärtus suureneb nii vasakult paremale kui ka alt üles. Fluoride asukoht üleval paremas servas tagab selle kõrge väärtuse.

Edasine töö: pinnaaatomid

Nagu üldiselt aatomifüüsika puhul, on ka suur osa elektronide käitumisest ja sidemetest teadaolevast teoreetiliselt üksikute subatomiliste osakeste tasemel, ehkki see on eksperimentaalselt tõestatud. Eksperimendid üksikute elektronide täpse täpsuse kontrollimiseks on tehniline probleem, nagu ka neid elektrone sisaldavate üksikute aatomite eraldamine. Elektronegatiivsuse testimiseks on väärtused traditsiooniliselt tuletatud vajaduse korral väga paljude üksikute aatomite väärtuste keskmistest väärtustest.

2017. aastal said teadlased kasutada räni pinnal olevate üksikute aatomite uurimiseks ja nende elektronegatiivsuse väärtuste mõõtmiseks tehnikat, mida nimetatakse elektrooniliseks jõu mikroskoopiaks. Nad tegid seda, hinnates räni sideme käitumist hapnikuga, kui kaks elementi olid paigutatud üksteisest erinevale kaugusele. Kuna tehnoloogia täiustub füüsikas, õitsevad inimeste teadmised elektronegatiivsusest veelgi.