Selitys elektronegatiivisuuden käsitteestä

Elektronegatiivisuus on molekyylikemian käsite, joka kuvaa atomin kykyä houkutella elektroneja itseensä. Mitä suurempi on tietyn atomin elektronegatiivisuuden numeerinen arvo, sitä voimakkaammin se vetää negatiivisesti varautuneet elektronit kohti sen positiivisesti varautunutta protonituumaa ja (vetyä lukuun ottamatta) neutronit.

Koska atomeja ei ole olemassa erillään, vaan ne muodostavat molekyyliyhdisteitä yhdistämällä niitä muihin atomien kohdalla elektronegatiivisuuden käsite on tärkeä, koska se määrittää niiden välisten sidosten luonteen atomien. Atomit liittyvät muihin atomeihin elektronien jakamisprosessin kautta, mutta tätä voidaan todellakin pitää pikemminkin ei-ratkaistavana hinaajana: Atomit pysyvät sidoksissa yhdessä, koska vaikka kumpikaan atomista ei "voita", niiden olennainen keskinäinen vetovoima pitää yhteiset elektroninsa zoomaamassa jonkin melko tarkasti määritellyn pisteen ympärillä niitä.

Atomit koostuvat protoneista ja neutroneista, jotka muodostavat atomien keskuksen tai ytimen, ja elektroneista, jotka "kiertävät" ydintä pikemminkin kuin hyvin pienet planeetat tai komeetat, jotka pyörivät hullun aallon nopeudella a: n ympärillä pieni aurinko. Protonin positiivinen varaus on 1,6 x 10

Erityinen atomityyppi tai -lajike, jota kutsutaan elementiksi, määritetään sillä olevien protonien lukumäärällä, jota kutsutaan kyseisen elementin atomiluvuksi. Vety, jonka atomiluku on 1, sisältää yhden protonin; uraani, jossa on 92 protonia, on vastaavasti numero 92 alkuaineiden jaksollisessa taulukossa (katso esimerkki interaktiivisesta jaksollisesta taulukosta Resurssit).

Kun atomin protonimäärä muuttuu, se ei ole enää sama alkuaine. Kun atomi saa tai menettää neutroneja, se puolestaan ​​pysyy samana elementtinä, mutta on isotooppi alkuperäisestä, kemiallisesti stabiilimmasta muodosta. Kun atomi saa tai menettää elektroneja, mutta muuten pysyy samana, sitä kutsutaan ioni.

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

Tosiasia, että atomien ytimet ovat varautuneet positiivisesti samalla kun elektronit huolehtivat atomin fyysiset reunat ovat negatiivisesti varautuneita, määrittää kuinka yksittäiset atomit ovat vuorovaikutuksessa yhden kanssa toinen. Kun kaksi atomia ovat hyvin lähellä toisiaan, ne karkottavat toisiaan riippumatta siitä, mitä elementtejä ne edustavat, koska niiden elektronit "kohtaavat" ensin toisensa, ja negatiiviset varaukset työntävät muita negatiivisia maksut. Niiden vastaavat ytimet, vaikka ne eivät olekaan niin lähellä toisiaan kuin elektroninsa, hylkäävät myös toisiaan. Kun atomit ovat riittävän kaukana toisistaan, niillä on taipumus houkutella toisiaan. (Kuten pian näet, ionit ovat poikkeus; kaksi positiivisesti varautunutta ionia hylkäävät aina toisensa ja vastaavat negatiivisesti varautuneita ionipareja.) Tämä tarkoittaa, että tietyllä tasapainoetäisyys, houkutteleva ja hylkivä voimatasapaino, ja atomit pysyvät tällä etäisyydellä toisistaan, ellei muut häiritse niitä voimat.

Potentiaalienergia atomi-atomiparissa määritellään negatiiviseksi, jos atomit vetävät puoleensa toisiaan, ja positiivisena, jos atomit voivat vapaasti liikkua toisistaan. Tasapainoetäisyydellä atomin välinen potentiaalinen energia on pienimmällä (ts. Negatiivisimmalla) arvollaan. Tätä kutsutaan kyseessä olevan atomin sidosenergiaksi.

Erilaiset atomisidokset pippurivat molekyylikemian maisemaa. Tärkeimmät nykyisissä tarkoituksissa ovat ionisidokset ja kovalenttiset sidokset.

Katso edellisestä keskustelusta atomeista, jotka pyrkivät karkottamaan toisiaan läheltä lähinnä niiden elektronien välisen vuorovaikutuksen vuoksi. Todettiin myös, että samalla tavoin varautuneet ionit hylkäävät toisiaan mitä tahansa. Jos ioniparilla on kuitenkin vastakkaiset varaukset - toisin sanoen, jos yksi atomi on menettänyt elektronin olettaakseen +1: n varauksen kun taas toinen on saanut elektronin olettaakseen -1: n varauksen - niin nämä kaksi atomia vetävät voimakkaasti kumpaankin muut. Kunkin atomin nettovaraus hävittää kaikki niiden elektronien hylkimisvaikutukset ja atomien taipumus sitoutua. Koska nämä sidokset ovat ionien välillä, niitä kutsutaan ionisidoksiksi. Pöytäsuola, joka koostuu natriumkloridista (NaCl) ja johtuu positiivisesti varautuneesta natriumatomisidoksesta negatiivisesti varautuneelle klooriatomille sähköisesti neutraalin molekyylin luomiseksi, on esimerkki tällaisesta sidos.

Kovalenttiset sidokset johtuvat samoista periaatteista, mutta nämä sidokset eivät ole yhtä vahvoja, koska läsnä on hieman tasapainoisempia kilpailevia voimia. Esimerkiksi vesi (H₂O): lla on kaksi kovalenttista vety-happisidosta. Syy näiden sidosten muodostumiseen johtuu pääasiassa siitä, että atomien ulommat elektroniradat "haluavat" täyttää itsensä tietyllä määrällä elektroneja. Tämä luku vaihtelee elementtien välillä, ja elektronien jakaminen muiden atomien kanssa on tapa saavuttaa tämä, vaikka se tarkoittaisi vaatimattomien hylkivien vaikutusten voittamista. Kovalenttisia sidoksia sisältävät molekyylit voivat olla polaarisia, mikä tarkoittaa, että vaikka niiden nettovaraus on nolla, molekyylin osissa on positiivinen varaus, jota tasapainottavat negatiiviset varaukset muualla.

Pauling-asteikkoa käytetään määrittämään kuinka negatiivinen tietty elementti on. (Tämä asteikko on saanut nimensä edesmenneeltä Nobelin palkinnon saaneelta tiedemieheltä Linus Paulingilta.) Mitä suurempi arvo, sitä enemmän innokas atomi on houkutella elektroneja kohti itseään skenaarioissa, jotka antavat itselleen mahdollisuuden kovalenttiseen liimaus.

Tämän asteikon ylin sijoitus on fluori, jolle on annettu arvo 4,0. Alimmalla tasolla ovat suhteellisen hämärät elementit cesium ja francium, jotka lähtevät sisään 0.7. "Epätasaisia" tai polaarisia, kovalenttisia sidoksia esiintyy suurten elementtien välillä erot; näissä tapauksissa jaetut elektronit ovat lähempänä yhtä atomia kuin toista. Jos kaksi elementin atomia sitoutuu toisiinsa, kuten O: n kanssa₂ molekyylin ollessa kyseessä, atomien elektronegatiivisuus on ilmeisesti yhtä suuri ja elektronit ovat yhtä kaukana kummastakin ytimestä. Tämä on ei-polaarinen sidos.

Elementin sijainti jaksollisessa taulukossa tarjoaa yleistä tietoa sen elektronegatiivisuudesta. Elementtien elektronegatiivisuuden arvo kasvaa vasemmalta oikealle sekä alhaalta ylös. Fluorin sijainti lähellä oikeaa yläkulmaa varmistaa sen korkean arvon.

Kuten atomifysiikassa yleensä, suuri osa siitä, mikä tiedetään elektronien käyttäytymisestä ja sitoutumisesta on kokeellisesti vakiintunut, mutta pääosin teoreettinen yksilön subatomisella tasolla hiukkasia. Kokeet sen tarkistamiseksi, mitä yksittäiset elektronit tekevät, on tekninen ongelma, samoin kuin näiden elektronien sisältävien yksittäisten atomien eristäminen. Elektronegatiivisuuden testaamiseen käytetyissä kokeissa arvot on perinteisesti johdettu välttämättä keskittämällä hyvin monien yksittäisten atomien arvot.

Vuonna 2017 tutkijat pystyivät käyttämään elektronista voimamikroskopiaa kutsuttua tekniikkaa yksittäisten atomien tutkimiseen pinnan pinnalla ja niiden elektronegatiivisuuden arvojen mittaamiseen. He tekivät tämän arvioimalla piin sitoutumiskäyttäytymistä hapen kanssa, kun nämä kaksi elementtiä olivat eri etäisyydellä toisistaan. Kun tekniikka paranee edelleen fysiikassa, ihmisen tieto elektronegatiivisuudesta kukoistaa edelleen.