Elektronegatiivisuuden käsitteen selitys

Sisältö

• Atomin rakenne
• Kemiallisen sitoutumisen perusteet
• Kemialliset siteet ja elektronegatiivisuus
• Elektronegatiivisuusarvot ja jaksollinen taulukko
• Jatkotyö: Pintaatomit

Elektronegatiivisuus on molekyylikemian käsite, joka kuvaa atomien kykyä houkutella elektroneja itseensä. Mitä korkeampi tietyn atomien elektronegatiivisuuden numeerinen arvo, sitä voimakkaammin se vetää negatiivisesti varautuneita elektroneja positiivisesti varautuneeseen protonien ytimeensä ja (paitsi vety) neutroniin.

Koska atomeja ei ole eristettynä ja ne muodostavat sen sijaan molekyyliyhdisteitä yhdistämällä muihin atomiin, elektronegatiivisuuden käsite on tärkeä, koska se määrittelee atomien välisten sidosten luonteen. Atomit liittyvät muihin atomiin elektronien jakamisprosessin kautta, mutta tätä voidaan todella pitää enemmän kuin ratkaisematonta sodankäynnin peliä: Atomit pysyvät sidoksissa toisiinsa, koska vaikka kumpikaan atomista ei "voita", niiden olennainen keskinäinen vetovoima pitää jaetut elektronit zoomaamalla niiden välillä melko selvästi määriteltyyn pisteeseen.

Atomin rakenne

Atomit koostuvat protoneista ja neutroneista, jotka muodostavat atomien keskuksen tai ytimen, ja elektroneista, jotka "kiertävät" ytimen pikemminkin kuin hyvin pienet planeetat tai komeetat, jotka pyörittävät madcap-nopeudella pienimuotoisen auringon ympärillä. Protonin positiivinen varaus on 1,6 x 10^-19 coulombs tai C, kun taas elektroneilla on saman suuruinen negatiivinen varaus. Atomeilla on yleensä sama määrä protoneja ja elektroneja, mikä tekee niistä sähköisesti neutraaleja. Atomeilla on normaalisti suunnilleen sama määrä protoneja ja neutroneja.

Tietynlainen atomityyppi tai -ryhmä, jota kutsutaan elementiksi, määritetään siinä olevien protonien lukumäärällä, jota kutsutaan kyseisen elementin atominumeroksi.Vetyssä, jonka atomiluku on 1, on yksi protoni; uraani, jolla on 92 protonia, on vastaavasti numero 92 elementtien jaksotaulukossa (katso Resurssit esimerkistä interaktiivisesta jaksotaulukosta).

Kun atomilla tapahtuu protonimäärän muutos, se ei ole enää sama elementti. Toisaalta kun atomi saa tai menettää neutroneja, se pysyy samana elementtinä, mutta on isotooppi alkuperäisessä, kemiallisesti vakaimmassa muodossa. Kun atomi saavuttaa tai menettää elektroneja, mutta muuten pysyy samana, sitä kutsutaan an: ksi ioni.

Elektronit, jotka ovat näiden mikroskooppisten järjestelyjen fysikaalisilla reunoilla, ovat atomien komponentteja, jotka osallistuvat sitoutumiseen muiden atomien kanssa.

Kemiallisen sitoutumisen perusteet

Se, että atomien ytimet ovat positiivisesti varautuneita, kun taas atomien fyysisten reunojen ympärillä hoitavat elektronit ovat negatiivisesti varautuneita, määrää tavan, jolla yksittäiset atomit ovat vuorovaikutuksessa keskenään. Kun kaksi atomia ovat hyvin lähellä toisiaan, ne hylkivät toisiaan riippumatta siitä, mitä elementtejä ne edustavat, koska heidän vastaavat elektronit "kohtaavat" toisensa ensin ja negatiiviset varaukset työntävät muita negatiivisia varauksia vastaan. Heidän vastaavat ytimensä, vaikka ne eivät ole niin lähellä toisiaan kuin niiden elektronit, hylkivät myös toisiaan. Kun atomit ovat kuitenkin riittävän kaukana toisistaan, niillä on taipumus houkutella toisiaan. (Ionit, kuten näet pian, ovat poikkeus; kaksi positiivisesti varautunutta ionia hylkäävät aina toisiaan, ja samanaikaisesti negatiivisesti varautuneille ionipareille.) Tämä merkitsee, että tietyllä tasapainoetäisyydellä houkuttelevat ja hylkivät voimat tasapainottavat ja atomit pysyvät tällä etäisyydellä toisistaan, elleivät muut voimat häiritse niitä.

Atomi-atomi-parin potentiaalienergia määritellään negatiiviseksi, jos atomit vetävät toisiaan vastaan, ja positiiviseksi, jos atomit voivat vapaasti siirtyä pois toisistaan. Tasapainoetäisyydellä potentiaalienergia atomin välillä on alimmalla (ts. Negatiivisimmalla) arvolla. Tätä kutsutaan kyseisen atomin sidosenergiaksi.

Kemialliset siteet ja elektronegatiivisuus

Monen tyyppiset atomisidokset pistävät molekyylikemian maiseman. Tärkeimpiä nykyisiin tarkoituksiin ovat ioniset sidokset ja kovalenttiset sidokset.

Viitataan edelliseen keskusteluun atomista, joilla on taipumus hylätä toisiaan lähinnä niiden elektronien välisen vuorovaikutuksen takia. Todettiin myös, että vastaavasti varautuneet ionit hylkivät toisiaan riippumatta siitä, mitä. Jos ioniparilla on kuitenkin vastakkaisia ​​varauksia - ts. Jos yksi atomi on menettänyt elektronin varaakseen +1, kun taas toinen on saavuttanut elektronin varaakseen -1: n -, nämä kaksi atomia ovat erittäin voimakkaasti kiinnittyneitä kumpaankin muut. Jokaisen atomin nettovaraus hävittää kaikki hylkivät vaikutukset, joita niiden elektronilla voi olla, ja atomeilla on taipumus sitoutua. Koska nämä sidokset ovat ionien välillä, niitä kutsutaan ionisiksi sidoksiksi. Pöytäsuola, joka koostuu natriumkloridista (NaCl) ja joka syntyy positiivisesti varautuneesta natriumatomista, joka sitoutuu negatiivisesti varautuneeseen klooriatomiin sähköisesti neutraalin molekyylin luomiseksi, on esimerkki tämän tyyppisestä sidoksesta.

Kovalenttiset sidokset johtuvat samoista periaatteista, mutta nämä sidokset eivät ole yhtä vahvoja johtuen jonkin verran tasapainoisemmista kilpailevista voimista. Esimerkiksi vesi (H₂O) on kaksi kovalenttia vety-happi-sidosta. Syy näiden sidosten muodostumiseen johtuu pääasiassa siitä, että atomien ulkoiset elektronikiertoradat "haluavat" täyttää itsensä tietyllä määrällä elektronia. Tämä lukumäärä vaihtelee elementtien välillä, ja elektronien jakaminen muiden atomien kanssa on tapa saavuttaa tämä, vaikka se tarkoittaa vaatimaton hylkivä vaikutus. Kovalenttisia sidoksia sisältävät molekyylit voivat olla polaarisia, mikä tarkoittaa, että vaikka niiden nettovaraus on nolla, molekyylin osilla on positiivinen varaus, joka on tasapainotettu negatiivisilla varauksilla muualla.

Elektronegatiivisuusarvot ja jaksollinen taulukko

Pauling-asteikkoa käytetään määrittämään, kuinka tietyt elementit ovat elektronegatiivisia. (Tämä asteikko on saanut nimensä myöhäiseltä Nobel-palkinnon saaneelta tutkijalta Linus Paulingilta.) Mitä korkeampi arvo, sitä innokkaampi atom on houkuttelemassa elektroneja itseään kohtaan skenaarioissa, jotka tarjoavat kovalenttisen sitoutumisen mahdollisuuden.

Tämän asteikon korkein sijoitusaste on fluori, jolle annetaan arvo 4,0. Alinluokka on suhteellisen epäselvä elementti cesium ja francium, jotka saapuvat sisään 0,7. "Epätasaisia" tai polaarisia kovalenttisia sidoksia esiintyy elementtien välillä, joilla on suuret erot; näissä tapauksissa jaetut elektronit sijaitsevat lähempänä yhtä atomia kuin toista. Jos elementin kaksi atomia sitoutuvat toisiinsa, kuten O: n kanssa₂ Molekyylin ollessa atomien elektronegatiivisuus on ilmeisesti sama ja elektronit sijaitsevat yhtä kaukana kustakin ytimestä. Tämä on ei-polaarinen sidos.

Elementin sijainti jaksollisessa taulukossa tarjoaa yleistä tietoa sen sähköaktiivisuudesta. Elementtien elektronegatiivisuuden arvo kasvaa vasemmalta oikealle sekä alhaalta ylös. Fluorien sijainti oikeassa yläkulmassa varmistaa sen korkean arvon.

Jatkotyö: Pintaatomit

Kuten atomifysiikassa yleensäkin, suuri osa elektronien käyttäytymisestä ja sitoutumisesta tiedetystä on, vaikka se on kokeellisesti perustettu, suurelta osin teoreettinen yksittäisten subatomisten hiukkasten tasolla. Kokeet yksittäisten elektronien tarkalleen tarkistamiseksi on tekninen ongelma, samoin kuin kyseisiä elektroneja sisältävien yksittäisten atomien eristäminen. Elektronegatiivisuuden testaamisen kokeissa arvot on perinteisesti johdettu välttämättömyydestä laskemalla keskiarvo useiden yksittäisten atomien arvoista.

Vuonna 2017 tutkijat pystyivät käyttämään elektronisena voimamikroskopiana kutsuttua tekniikkaa tutkimaan piin pinnalla olevia yksittäisiä atomeja ja mittaamaan niiden elektronegatiivisuusarvot. He tekivät tämän arvioimalla piin sidoskäyttäytymistä hapen kanssa, kun kaksi elementtiä sijoitettiin eri etäisyyksille toisistaan. Teknologian parantuessa edelleen fysiikassa ihmisen tieto sähköaktiivisuudesta kukoistaa entisestään.