Elektronegatiivsuse mõiste selgitus

Elektroneegatiivsus on molekulaarkeemia mõiste, mis kirjeldab aatomi võimet elektronid enda juurde meelitada. Mida suurem on antud aatomi elektronegatiivsuse arvuline väärtus, seda võimsamalt see tõmbab negatiivselt laetud elektronid positiivselt laetud prootonituuma suunas ja (välja arvatud vesinik) neutronid.

Kuna aatomid ei eksisteeri eraldi ja nad moodustavad molekulaarseid ühendeid, kombineerides neid teistega aatomite puhul on elektronegatiivsuse mõiste oluline, kuna see määrab omavaheliste sidemete olemuse aatomid. Aatomid ühinevad teiste aatomitega elektronide jagamise protsessi kaudu, kuid seda võib tõesti vaadelda pigem lahendamatu sõjapidamismänguna: aatomid püsivad seotud koos, sest kuigi kumbki aatom "ei võida", hoiab nende oluline vastastikune külgetõmme nende ühiste elektronide suumimisel mõne üsna täpselt määratletud punkti ümber neid.

Aatomid koosnevad prootonitest ja neutronitest, mis moodustavad aatomite keskpunkti või tuuma, ja elektronidest, mis tuuma "orbiidil" pigem meeldivad väga pisikestele planeetidele või komeetidele, mis pöörlevad pöörase kiirusega a ümber väike päike. Prootonil on positiivne laeng 1,6 x 10

Konkreetse aatomi tüübi või sordi, mida nimetatakse elemendiks, määratletakse prootonite arvu järgi, mida nimetatakse selle elemendi aatomnumbriks. Vesinikul aatomnumbriga 1 on üks prooton; uraan, millel on 92 prootonit, on vastavalt elementide perioodilisustabelis number 92 (interaktiivse perioodilise tabeli näite leiate ressurssidest).

Kui aatomi prootonite arv muutub, pole see enam sama element. Kui aatom omandab või kaotab neutroneid, jääb see aga samaks elemendiks, kuid on isotoop algsest, keemiliselt kõige stabiilsemast vormist. Kui aatom omandab või kaotab elektrone, kuid jääb muidu samaks, nimetatakse seda aniks ioon.

Elektronid, olles nende mikroskoopiliste paigutuste füüsikalistel servadel, on aatomite komponendid, mis osalevad sidumises teiste aatomitega.

Asjaolu, et aatomite tuumad on positiivselt laetud, samal ajal kui elektronid hoolivad aatomi füüsikalised äärealad on negatiivselt laetud, määrab üksikute aatomite vastastikuse mõju teine. Kui kaks aatomit on üksteise lähedal, tõrjuvad nad üksteist, olenemata sellest, milliseid elemente nad esindavad, sest nende vastavad elektronid "kohtuvad" kõigepealt üksteisega ja negatiivsed laengud suruvad vastu teisi negatiivseid süüdistused. Nende vastavad tuumad, kuigi mitte nii lähestikku kui elektronid, tõrjuvad ka üksteist. Kui aatomid on piisava vahemaa kaugusel, kipuvad nad aga üksteist ligi tõmbama. (Ioonid, nagu varsti näete, on erand; kaks positiivselt laetud iooni tõrjuvad alati üksteist ja ühtivad ka negatiivselt laetud ioonipaaridega.) See tähendab, et teatud tasakaalus, atraktiivne ja tõrjuv jõud tasakaalustuvad ning aatomid jäävad sellele kaugusele, kui teised ei häiri jõud.

Potentsiaalne energia aatomi-aatomi paaris on määratletud negatiivsena, kui aatomid on üksteise külge tõmmatud, ja positiivse, kui aatomitel on vabadus üksteisest eemale liikuda. Tasakaalukaugusel on aatomi vaheline potentsiaalne energia madalaimal (st kõige negatiivsemal) väärtusel. Seda nimetatakse kõnealuse aatomi sidumisenergiaks.

Molekulaarse keemia maastikku pipravad mitmesugused aatomisidemete tüübid. Praegu on kõige olulisemad ioon- ja kovalentsidemed.

Vaadake eelmist arutelu aatomite üle, mis kipuvad üksteist lähedalt tõrjuma peamiselt nende elektronide vastastikuse mõju tõttu. Samuti märgiti, et sarnaselt laetud ioonid tõrjuvad üksteist ükskõik millest. Kui ioonipaaril on aga vastupidised laengud - see tähendab, et kui üks aatom on kaotanud elektroni, et eeldada +1 laengut kui teine ​​on omandanud elektroni, et eeldada -1 laengut - siis tõmbavad need kaks aatomit väga tugevalt kumbagi muud. Iga aatomi netolaeng hävitab kõik nende elektronide tõrjuvad mõjud ja aatomid kipuvad siduma. Kuna need sidemed on ioonide vahel, nimetatakse neid ioonsidemeteks. Lauasool, mis koosneb naatriumkloriidist (NaCl) ja on saadud positiivselt laetud naatriumiaatomiga negatiivselt laetud klooriaatomile elektriliselt neutraalse molekuli loomiseks, on seda tüüpi näide side.

Kovalentsed sidemed tulenevad samadest põhimõtetest, kuid need sidemed pole mõnevõrra tasakaalustatumate konkureerivate jõudude olemasolu tõttu nii tugevad. Näiteks vesi (H₂O) on kaks kovalentset vesiniku-hapniku sidet. Nende sidemete tekkimise põhjus on peamiselt see, et aatomite välised elektronorbiidid tahavad end täita teatud arvu elektronidega. See arv on elementide lõikes erinev ja elektronide jagamine teiste aatomitega on viis selle saavutamiseks isegi siis, kui see tähendab tagasihoidlike tõrjuvate efektide ületamist. Kovalentseid sidemeid sisaldavad molekulid võivad olla polaarsed, mis tähendab, et kuigi nende netolaeng on null, kannavad molekuli osad positiivset laengut, mida tasakaalustavad negatiivsed laengud mujal.

Paulingi skaala abil määratakse kindlaks, kui palju antud element on elektronegatiivne. (See skaala on oma nime saanud varalahkunud Nobeli preemiaga pärjatud teadlaselt Linus Paulingilt.) Mida suurem on väärtus, seda rohkem innukas aatom on meelitada elektrone enda poole stsenaariumides, mis võimaldavad kovalentset võimalust sidumine.

Selle skaala kõrgeima asetusega element on fluor, millele määratakse väärtus 4,0. Madalaima asetusega on suhteliselt varjavad elemendid tseesium ja frantsium, mis registreeruvad kell 0.7. Suurte elementide vahel esinevad "ebaühtlased" või polaarsed kovalentsed sidemed erinevused; nendel juhtudel asuvad jagatud elektronid ühele aatomile lähemal kui teisele. Kui elemendi kaks aatomit seonduvad üksteisega nagu O-ga₂ molekulil on aatomid elektronegatiivsuses ilmselgelt võrdsed ja elektronid asuvad mõlemast tuumast võrdselt kaugel. See on mittepolaarne side.

Elemendi paiknemine perioodilisustabelis pakub üldist teavet selle elektronegatiivsuse kohta. Elementide elektronegatiivsuse väärtus suureneb nii vasakult paremale kui ka alt üles. Fluori asukoht paremas ülanurgas tagab selle kõrge väärtuse.

Nagu aatomifüüsikas üldiselt, on suur osa sellest, mis on teada elektronide käitumisest ja sidumisest on eksperimentaalselt kinnitatud, kuid individuaalse subatoomilise taseme osas suures osas teoreetiline osakesed. Katsed, et kontrollida täpselt, mida üksikud elektronid teevad, on tehniline probleem, nagu ka neid elektrone sisaldavate üksikute aatomite isoleerimine. Elektronegatiivsuse testimise katsetes on väärtused traditsiooniliselt tuletatud vajadusel keskmiselt paljude paljude aatomite väärtustest.

2017. aastal suutsid teadlased räni pinnal olevate üksikute aatomite uurimiseks ja nende elektronegatiivsuse väärtuste mõõtmiseks kasutada tehnikat, mida nimetatakse elektrooniliseks jõumikroskoopiaks. Nad tegid seda, hinnates räni sidumiskäitumist hapnikuga, kui need kaks elementi asetsesid üksteisest erineval kaugusel. Kui tehnoloogia füüsikas jätkub, arenevad inimeste teadmised elektronegatiivsusest veelgi.