Επεξήγηση της έννοιας της ηλεκτροπαραγωγικότητας

Η ηλεκτροπαραγωγικότητα είναι μια έννοια στη μοριακή χημεία που περιγράφει την ικανότητα ενός ατόμου να προσελκύει ηλεκτρόνια στον εαυτό του. Όσο υψηλότερη είναι η αριθμητική τιμή της ηλεκτροαρνητικότητας ενός δεδομένου ατόμου, τόσο πιο ισχυρά αντλεί αρνητικά φορτισμένα ηλεκτρόνια προς τον θετικά φορτισμένο πυρήνα πρωτονίων και (εκτός από το υδρογόνο) νετρόνια.

Επειδή τα άτομα δεν υπάρχουν σε απομόνωση και αντ 'αυτού σχηματίζουν μοριακές ενώσεις συνδυάζοντας με άλλες άτομα, η έννοια της ηλεκτροπαραγωγικότητας είναι σημαντική επειδή καθορίζει τη φύση των δεσμών μεταξύ άτομα. Τα άτομα ενώνονται με άλλα άτομα μέσω μιας διαδικασίας κοινής χρήσης ηλεκτρονίων, αλλά αυτό μπορεί πραγματικά να θεωρηθεί περισσότερο ως ένα μη επιλύσιμο παιχνίδι διελκυστίνδας: Τα άτομα παραμένουν συνδεδεμένα μαζί επειδή, ενώ κανένα άτομο δεν "κερδίζει", η ουσιώδης αμοιβαία έλξη τους κρατά τα κοινόχρηστα ηλεκτρόνια τους γύρω από κάποιο αρκετά καλά καθορισμένο σημείο μεταξύ τους.

Τα άτομα αποτελούνται από πρωτόνια και νετρόνια, τα οποία αποτελούν το κέντρο ή τον πυρήνα των ατόμων, και τα ηλεκτρόνια, που "περιστρέφουν" τον πυρήνα μάλλον σαν πολύ μικροσκοπικούς πλανήτες ή κομήτες που στροβιλίζονται με ταχύτητες madcap γύρω από ένα μικροσκοπικός ήλιος. Ένα πρωτόνιο φέρει θετικό φορτίο 1,6 x 10

Ένας συγκεκριμένος τύπος ή ποικιλία ατόμου, που ονομάζεται στοιχείο, ορίζεται από τον αριθμό των πρωτονίων που έχει, που ονομάζεται ατομικός αριθμός αυτού του στοιχείου. Το υδρογόνο, με ατομικό αριθμό 1, έχει ένα πρωτόνιο. Το ουράνιο, το οποίο έχει 92 πρωτόνια, αντιστοιχεί στον αριθμό 92 στον περιοδικό πίνακα των στοιχείων (δείτε τους πόρους για ένα παράδειγμα διαδραστικού περιοδικού πίνακα).

Όταν ένα άτομο υφίσταται αλλαγή στον αριθμό των πρωτονίων του, δεν είναι πλέον το ίδιο στοιχείο. Όταν ένα άτομο κερδίζει ή χάνει νετρόνια, από την άλλη πλευρά, παραμένει το ίδιο στοιχείο αλλά είναι ισότοπο της αρχικής, πιο χημικώς σταθερής μορφής. Όταν ένα άτομο κερδίζει ή χάνει ηλεκτρόνια, αλλά διαφορετικά παραμένει το ίδιο, ονομάζεται ιόν.

Τα ηλεκτρόνια, που βρίσκονται στα φυσικά άκρα αυτών των μικροσκοπικών διατάξεων, είναι τα συστατικά των ατόμων που συμμετέχουν στη σύνδεση με άλλα άτομα.

Το γεγονός ότι οι πυρήνες των ατόμων φορτίζονται θετικά, ενώ τα ηλεκτρόνια περιφέρονται γύρω από το τα φυσικά περιθώρια του ατόμου είναι αρνητικά φορτισμένα καθορίζει τον τρόπο αλληλεπίδρασης μεμονωμένων ατόμων με ένα άτομο αλλο. Όταν δύο άτομα είναι πολύ κοντά μεταξύ τους, απωθούν το ένα το άλλο ανεξάρτητα από τα στοιχεία που αντιπροσωπεύουν, γιατί Τα αντίστοιχα ηλεκτρόνια τους "συναντιούνται" το ένα το άλλο πρώτα, και τα αρνητικά φορτία σπρώχνουν τα άλλα αρνητικά ταρίφα. Οι αντίστοιχοι πυρήνες τους, ενώ δεν είναι τόσο κοντά όσο τα ηλεκτρόνια τους, απωθούν επίσης ο ένας τον άλλον. Όταν τα άτομα απέχουν αρκετά, ωστόσο, τείνουν να προσελκύουν το ένα το άλλο. (Τα ιόντα, όπως θα δείτε σύντομα, αποτελούν εξαίρεση. δύο θετικά φορτισμένα ιόντα θα απωθούν πάντα το ένα το άλλο και το ditto για αρνητικά φορτισμένα ζεύγη ιόντων.) Αυτό σημαίνει ότι σε ένα συγκεκριμένο απόσταση ισορροπίας, η ελκυστική και απωθητική δύναμη ισορροπία, και τα άτομα θα παραμείνουν σε αυτήν την απόσταση εκτός αν διαταραχθεί από άλλα δυνάμεις.

Η πιθανή ενέργεια σε ένα ζεύγος ατόμων-ατόμων ορίζεται ως αρνητική εάν τα άτομα έλκονται μεταξύ τους και θετικά εάν τα άτομα είναι ελεύθερα να απομακρυνθούν το ένα από το άλλο. Στην απόσταση ισορροπίας, η πιθανή ενέργεια μεταξύ του ατόμου είναι στη χαμηλότερη (δηλαδή, πιο αρνητική) τιμή του. Αυτό ονομάζεται ενέργεια δεσμού του εν λόγω ατόμου.

Μια ποικιλία τύπων ατομικών δεσμών πιπεριώνει το τοπίο της μοριακής χημείας. Οι πιο σημαντικοί για τους παρόντες σκοπούς είναι οι ιοντικοί δεσμοί και οι ομοιοπολικοί δεσμοί.

Ανατρέξτε στην προηγούμενη συζήτηση σχετικά με τα άτομα που τείνουν να απωθούν μεταξύ τους από κοντά κυρίως λόγω της αλληλεπίδρασης μεταξύ των ηλεκτρονίων τους. Σημειώθηκε επίσης ότι παρόμοια φορτισμένα ιόντα απωθούν το ένα το άλλο ανεξάρτητα από το τι. Εάν όμως ένα ζευγάρι ιόντων έχει αντίθετα φορτία - δηλαδή, εάν ένα άτομο έχει χάσει ένα ηλεκτρόνιο για να αναλάβει φόρτιση +1 ενώ ένα άλλο έχει αποκτήσει ένα ηλεκτρόνιο για να αναλάβει φόρτιση -1 - τότε τα δύο άτομα έλκονται πολύ έντονα σε κάθε ένα άλλα. Το καθαρό φορτίο σε κάθε άτομο εξαλείφει οποιαδήποτε απωθητική επίδραση μπορεί να έχουν τα ηλεκτρόνια τους και τα άτομα τείνουν να συνδέονται. Επειδή αυτοί οι δεσμοί βρίσκονται μεταξύ ιόντων, ονομάζονται ιοντικοί δεσμοί. Επιτραπέζιο άλας, που αποτελείται από χλωριούχο νάτριο (NaCl) και προκύπτει από θετικά φορτισμένη σύνδεση ατόμου νατρίου σε ένα αρνητικά φορτισμένο άτομο χλωρίου για τη δημιουργία ενός ηλεκτρικά ουδέτερου μορίου, αποτελεί παράδειγμα αυτού του τύπου δεσμός.

Οι ομοιοπολικοί δεσμοί προκύπτουν από τις ίδιες αρχές, αλλά αυτοί οι δεσμοί δεν είναι τόσο ισχυροί λόγω της παρουσίας κάπως πιο ισορροπημένων ανταγωνιστικών δυνάμεων. Για παράδειγμα, νερό (Η₂Ο) έχει δύο ομοιοπολικούς δεσμούς υδρογόνου-οξυγόνου. Ο λόγος που σχηματίζονται αυτοί οι δεσμοί οφείλεται κυρίως στο ότι οι εξωτερικές τροχιές ηλεκτρονίων των ατόμων «θέλουν» να γεμίσουν με ορισμένο αριθμό ηλεκτρονίων. Αυτός ο αριθμός ποικίλλει μεταξύ των στοιχείων και η κοινή χρήση ηλεκτρονίων με άλλα άτομα είναι ένας τρόπος για να το επιτύχετε ακόμα και όταν αυτό σημαίνει ότι ξεπερνάτε τα μέτρια απωθητικά αποτελέσματα. Τα μόρια που περιλαμβάνουν ομοιοπολικούς δεσμούς μπορεί να είναι πολικά, πράγμα που σημαίνει ότι παρόλο που το καθαρό τους φορτίο είναι μηδέν, τμήματα του μορίου φέρουν ένα θετικό φορτίο που ισορροπείται από αρνητικά φορτία αλλού.

Η κλίμακα Pauling χρησιμοποιείται για τον προσδιορισμό της ηλεκτροαρνητικής δράσης ενός δεδομένου στοιχείου. (Αυτή η κλίμακα πήρε το όνομά της από τον αείμνηστο βραβευμένο με Νόμπελ επιστήμονα Linus Pauling.) Όσο υψηλότερη είναι η αξία, τόσο περισσότερο Πρόθυμος ένα άτομο είναι να προσελκύσει ηλεκτρόνια προς τον εαυτό του σε σενάρια που προσφέρονται για την πιθανότητα ομοιοπολικής συγκόλληση.

Το στοιχείο με την υψηλότερη κατάταξη σε αυτήν την κλίμακα είναι το φθόριο, στο οποίο έχει τιμή 4,0. Η χαμηλότερη κατάταξη είναι οι σχετικά ασαφή στοιχεία καίσιο και φράγκο, τα οποία εισέρχονται στο 0,7. "Ανώμαλοι" ή πολικοί, ομοιοπολικοί δεσμοί εμφανίζονται μεταξύ στοιχείων με μεγάλα διαφορές; Σε αυτές τις περιπτώσεις, τα κοινόχρηστα ηλεκτρόνια βρίσκονται πιο κοντά στο ένα άτομο παρά στο άλλο. Εάν δύο άτομα ενός στοιχείου συνδέονται μεταξύ τους, όπως με ένα Ο₂ μόριο, τα άτομα είναι προφανώς ίσα στην ηλεκτροαναρτητικότητα, και τα ηλεκτρόνια βρίσκονται εξίσου μακριά από κάθε πυρήνα. Αυτός είναι ένας μη πολικός δεσμός.

Η θέση ενός στοιχείου στον περιοδικό πίνακα προσφέρει γενικές πληροφορίες σχετικά με την ηλεκτροπαραγωγικότητά του. Η τιμή της ηλεκτροαρνητικότητας των στοιχείων αυξάνεται από αριστερά προς τα δεξιά καθώς και από κάτω προς τα πάνω. Η θέση του φθορίου κοντά επάνω δεξιά εξασφαλίζει την υψηλή τιμή του.

Όπως με την ατομική φυσική γενικά, πολλά από αυτά που είναι γνωστά για τη συμπεριφορά των ηλεκτρονίων και τη σύνδεση είναι, ενώ πειραματικά καθιερωμένο, σε μεγάλο βαθμό θεωρητικό στο επίπεδο των επιμέρους υποατομικών σωματίδια. Τα πειράματα για την επαλήθευση ακριβώς τι κάνουν τα μεμονωμένα ηλεκτρόνια είναι ένα τεχνικό πρόβλημα, όπως είναι η απομόνωση των μεμονωμένων ατόμων που περιέχουν αυτά τα ηλεκτρόνια. Σε πειράματα για τη δοκιμή της ηλεκτροαρνητικότητας, οι τιμές παραδοσιακά προέρχονται από, αναγκαστικά, κατά μέσο όρο τις τιμές πολλών μεμονωμένων ατόμων.

Το 2017, οι ερευνητές μπόρεσαν να χρησιμοποιήσουν μια τεχνική που ονομάζεται ηλεκτρονική μικροσκοπία δύναμης για να εξετάσουν μεμονωμένα άτομα στην επιφάνεια του πυριτίου και να μετρήσουν τις τιμές της ηλεκτροπαραγωγικότητάς τους. Το έκαναν αυτό αξιολογώντας τη συμπεριφορά του πυριτίου με οξυγόνο όταν τα δύο στοιχεία τοποθετήθηκαν σε διαφορετικές αποστάσεις. Καθώς η τεχνολογία συνεχίζει να βελτιώνεται στη φυσική, η ανθρώπινη γνώση σχετικά με την ηλεκτροαναγονικότητα θα αναπτυχθεί περαιτέρω.