Objašnjenje koncepta elektronegativnosti

Elektronegativnost je koncept u molekularnoj kemiji koji opisuje sposobnost atoma da privlači elektrone u sebe. Što je veća numerička vrijednost elektronegativnosti određenog atoma, to snažnije crta negativno nabijeni elektroni prema pozitivno nabijenoj jezgri protona i (osim vodika) neutronima.

Budući da atomi ne postoje izolirano i umjesto toga tvore molekularne spojeve kombinirajući se s drugim atoma, koncept elektronegativnosti važan je jer određuje prirodu veza između atoma. Atomi se pridružuju drugim atomima kroz proces dijeljenja elektrona, ali to se doista može više promatrati kao nerješivu igru ​​potezanja konopa: Atomi ostaju povezani zajedno jer, iako niti jedan atom "ne pobjeđuje", njihova bitna međusobna privlačnost zadržava da se njihovi zajednički elektroni zumiraju oko neke prilično dobro definirane točke između ih.

Atomi se sastoje od protona i neutrona, koji čine središte ili jezgru atoma, i elektrona, koji "kruže" oko jezgre poput vrlo sitnih planeta ili kometa koji se vrte luđačkom brzinom oko malo sunce. Proton nosi pozitivan naboj od 1,6 x 10

Određena vrsta ili raznolikost atoma, koja se naziva element, definirana je brojem protona koje ima, koji se naziva atomski broj tog elementa. Vodik, s atomskim brojem 1, ima jedan proton; uran, koji ima 92 protona, odgovara broju 92 na periodnom sustavu elemenata (vidi Resurse za primjer interaktivnog periodnog sustava).

Kada atom podvrgne promjeni u broju protona, to više nije isti element. Kad atom dobije ili izgubi neutrone, s druge strane, on ostaje isti element, ali je izotop izvornog, kemijski najstabilnijeg oblika. Kada atomi dobiju ili izgube elektrone, ali inače ostanu isti, naziva se an ion.

Elektroni, koji su na fizičkim rubovima tih mikroskopskih aranžmana, komponente su atoma koji sudjeluju u povezivanju s drugim atomima.

Činjenica da su jezgre atoma pozitivno nabijene dok se elektroni vrte okolo na fizičke rese atoma negativno su nabijene određuje način interakcije pojedinih atoma s jednim još. Kad su dva atoma vrlo blizu, oni se odbijaju bez obzira koje elemente predstavljaju, jer njihovi se elektroni prvo "susretnu", a negativni naboji potiskuju druge negativne troškovi. Njihove se jezgre, iako nisu tako blizu kao njihovi elektroni, također međusobno odbijaju. Međutim, kad su atomi na dovoljnoj udaljenosti, oni teže međusobno privlačiti. (Kao što ćete uskoro vidjeti, joni su iznimka; dva pozitivno nabijena iona uvijek će se odbijati, a isto tako i za negativno nabijene ionske parove.) To podrazumijeva da na određenom ravnotežne udaljenosti, sila privlačenja i odbijanja sila se uravnotežuju, a atomi će ostati na toj udaljenosti, osim ako ih drugi ne poremete sile.

Potencijalna energija u paru atom-atom definirana je kao negativna ako se atomi međusobno privlače i kao pozitivna ako se atomi mogu slobodno udaljavati jedni od drugih. Na udaljenosti ravnoteže, potencijalna energija između atoma je na najnižoj (tj. Najnegativnijoj) vrijednosti. To se naziva energija veze dotičnog atoma.

Razne vrste atomskih veza začinju krajolik molekularne kemije. U sadašnje svrhe najvažnije su ionske i kovalentne veze.

Pozovite se na prethodnu raspravu o atomima koji teže da se međusobno odbijaju prvenstveno zbog interakcije između njihovih elektrona. Također je primijećeno da se slično nabijeni ioni međusobno odbijaju bez obzira na sve. Međutim, ako par iona ima suprotne naboje - to jest, ako je jedan atom izgubio elektron, pretpostavljajući naboj od +1 dok je drugi stekao elektron da preuzme naboj od -1 - tada su dva atoma jako privučena svakim drugo. Neto naboj na svakom atomu uklanja sve efekte odbijanja koje njihovi elektroni mogu imati, a atomi imaju tendenciju vezivanja. Budući da su te veze između iona, nazivaju se ionskim vezama. Stolna sol, koja se sastoji od natrijevog klorida (NaCl) i nastaje pozitivno nabijenom vezom atoma natrija na negativno nabijeni atom klora da stvori električki neutralnu molekulu, predstavlja ovu vrstu veza.

Kovalentne veze proizlaze iz istih principa, ali te veze nisu toliko jake zbog prisutnosti nešto uravnoteženijih konkurentskih sila. Na primjer, voda (H₂O) ima dvije kovalentne veze vodik-kisik. Razlog što ove veze nastaju je uglavnom zato što vanjske elektronske orbite atoma "žele" ispuniti se određenim brojem elektrona. Taj se broj razlikuje između elemenata, a dijeljenje elektrona s drugim atomima način je da se to postigne čak i kad to znači prevladavanje skromnih efekata odbijanja. Molekule koje uključuju kovalentne veze mogu biti polarne, što znači da, iako je njihov neto naboj nula, dijelovi molekule nose pozitivan naboj koji je negdje drugdje uravnotežen negativnim nabojima.

Pauling skala koristi se za određivanje koliko je određeni element elektronegativan. (Ova ljestvica ime je dobila od pokojnog znanstvenika Linusa Paulinga nagrađenog Nobelovom nagradom.) Što je veća vrijednost, to je više željan atoma je privući elektrone prema sebi u scenarijima koji daju mogućnost kovalentnosti vezivanje.

Element najvišeg ranga na ovoj ljestvici je fluor kojem se dodjeljuje vrijednost 4,0. Najniže rangirani su relativno opskurni elementi cezij i francij, koji se prijavljuju na 0,7. Između elemenata s velikim pojavljuju se "nejednake" ili polarne, kovalentne veze Razlike; u tim slučajevima zajednički elektroni leže bliže jednom atomu nego drugom. Ako se dva atoma elementa vežu jedni za druge, kao kod O₂ molekule, atomi su očito jednaki u elektronegativnosti, a elektroni leže jednako daleko od svake jezgre. Ovo je nepolarna veza.

Položaj elementa na periodnom sustavu nudi opće informacije o njegovoj elektronegativnosti. Vrijednost elektronegativnosti elemenata povećava se slijeva udesno, kao i odozdo prema gore. Položaj fluora u gornjem desnom dijelu osigurava njegovu visoku vrijednost.

Kao i kod atomske fizike općenito, mnogo toga što se zna o ponašanju elektrona i vezivanju je, premda eksperimentalno utvrđen, uglavnom teoretski na razini pojedinih subatomskih čestice. Eksperimenti koji točno provjeravaju što pojedini elektroni rade tehnički su problem, kao i izoliranje pojedinačnih atoma koji sadrže te elektrone. U eksperimentima za ispitivanje elektronegativnosti vrijednosti su tradicionalno izvedene iz, nužno, prosjeka vrijednosti velikog broja pojedinačnih atoma.

2017. istraživači su uspjeli koristiti tehniku ​​nazvanu elektronska mikroskopija sile za ispitivanje pojedinih atoma na površini silicija i mjerenje njihovih vrijednosti elektronegativnosti. To su učinili procjenjujući ponašanje veze silicija s kisikom kada su dva elementa smještena na različitoj udaljenosti. Kako se tehnologija nastavlja poboljšavati u fizici, ljudsko znanje o elektronegativnosti dalje će cvjetati.