Elektronegatyvumo sampratos paaiškinimas

Elektronegatyvumas yra molekulinės chemijos sąvoka, apibūdinanti atomo gebėjimą pritraukti elektronus prie savęs. Kuo didesnė tam tikro atomo elektronegatyvumo skaitinė vertė, tuo galingiau jis traukia neigiamai įkrautų elektronų link teigiamai įkrautų protonų branduolio ir (išskyrus vandenilį) neutronai.

Kadangi atomai neegzistuoja atskirai, o jungdamiesi su kitais, susidaro molekuliniai junginiai atomų, elektronegatyvumo sąvoka yra svarbi, nes ji lemia ryšių tarp jų pobūdį atomai. Atomai prisijungia prie kitų atomų dalydamiesi elektronais, tačiau tai iš tikrųjų gali būti labiau vertinama kaip neišsprendžiamas virvės traukimo žaidimas: atomai lieka surišti kartu, nes nors nė vienas atomas „nelaimi“, jų esminis abipusis traukimas išlaiko jų bendrų elektronų mastelį aplink gana tiksliai apibrėžtą tašką tarp juos.

Atomus sudaro protonai ir neutronai, kurie sudaro atomų centrą ar branduolį, ir elektronai, kurios „skrieja“ aplink branduolį, kaip labai mažos planetos ar kometos, besisukančios beprotišku greičiu aplink a maža saulė. Protonas turi teigiamą 1,6 x 10 krūvį

Tam tikrą atomo tipą ar įvairovę, vadinamą elementu, apibrėžia jo protonų skaičius, vadinamas to elemento atominiu skaičiumi. Vandenilis, kurio atominis skaičius yra 1, turi vieną protoną; uranas, turintis 92 protonus, yra atitinkamai 92 skaičius periodinėje elementų lentelėje (interaktyvios periodinės lentelės pavyzdį žr. Ištekliai).

Kai atomas keičia protonų skaičių, jis nebėra tas pats elementas. Kita vertus, kai atomas gauna ar praranda neutronus, jis lieka tas pats elementas, bet yra izotopas originalios, chemiškai stabiliausios formos. Kai atomas įgyja ar praranda elektronus, bet kitaip lieka tas pats, tai vadinama an jonų.

Elektronai, esantys fiziniuose šių mikroskopinių išdėstymų kraštuose, yra atomų komponentai, dalyvaujantys jungiantis su kitais atomais.

Tai, kad atomų branduoliai yra teigiamai įkrauti, o elektronai rūpinasi aplink fiziniai atomo pakraščiai yra neigiamai įkrauti, nulemia atskirų atomų sąveiką su vienu kitas. Kai du atomai yra labai arti vienas kito, jie atstumia vienas kitą, kad ir kokius elementus jie atstovautų, nes jų atitinkami elektronai pirmiausia „susiduria“ vienas su kitu, o neigiami krūviai stumia prieš kitus neigiamus mokesčiai. Jų atitinkami branduoliai, nors ir nėra taip arti vienas kito, kaip jų elektronai, taip pat atstumia vienas kitą. Kai atomai yra pakankamai nutolę, jie dažniausiai traukia vienas kitą. (Jonai, kaip netrukus pamatysite, yra išimtis; du teigiamai įkrauti jonai visada atstums vienas kitą ir sutampa su neigiamai įkrautomis jonų poromis.) Tai reiškia, kad tam tikru metu pusiausvyros atstumas, patrauklus ir atstumiantis jėgų balansas, o atomai liks šiame atstume, nebent jų sutrikdys kiti jėgos.

Potencialinė atomo ir atomo poros energija apibrėžiama kaip neigiama, jei atomai traukia vienas kitą, ir teigiama, jei atomai gali laisvai nutolti vienas nuo kito. Esant pusiausvyros atstumui, potenciali energija tarp atomo yra mažiausia (t. Y. Neigiamiausia). Tai vadinama aptariamo atomo jungties energija.

Molekulinės chemijos peizažą padaugina įvairūs atomų ryšių tipai. Šiuo metu svarbiausios yra joninės ir kovalentinės jungtys.

Nurodykite ankstesnę diskusiją apie atomus, linkusius atstumti vienas kitą iš arčiau, visų pirma dėl jų elektronų sąveikos. Taip pat buvo pažymėta, kad panašiai įkrauti jonai atstumia vienas kitą, kad ir kas būtų. Tačiau jei jonų pora turi priešingus krūvius - tai yra, jei vienas atomas prarado elektroną, kad prisiimtų +1 krūvį o kitas įgijo elektroną prisiimti -1 krūvį - tada abu atomai labai stipriai traukiasi kita. Kiekvieno atomo grynasis krūvis sunaikina bet kokį atstumiantį poveikį, kurį gali turėti jų elektronai, ir atomai linkę jungtis. Kadangi šios jungtys yra tarp jonų, jos vadinamos joninėmis jungtimis. Valgomoji druska, susidedanti iš natrio chlorido (NaCl) ir gaunama teigiamai įkraunant natrio atomą prie neigiamai įkrauto chloro atomo, kad sukurtų elektrai neutralią molekulę, pavyzdys yra šio tipo obligacija.

Kovalentiniai ryšiai atsiranda dėl tų pačių principų, tačiau šie ryšiai nėra tokie stiprūs, nes egzistuoja kiek subalansuotesnės konkuruojančios jėgos. Pavyzdžiui, vanduo (H₂O) turi du kovalentinius vandenilio ir deguonies ryšius. Šių ryšių susidarymo priežastis yra daugiausia tai, kad išorinės atomų elektronų orbitos „nori“ užpildyti save tam tikru elektronų skaičiumi. Šis skaičius skiriasi nuo elementų, o dalijimasis elektronais su kitais atomais yra būdas tai pasiekti, net jei tai reiškia kuklų atstumiančių efektų įveikimą. Kovalentinius ryšius turinčios molekulės gali būti polinės, o tai reiškia, kad net jei jų grynasis krūvis yra lygus nuliui, molekulės dalys turi teigiamą krūvį, kurį kitur subalansuoja neigiami krūviai.

Paulingo skalė naudojama norint nustatyti, kiek tam tikras elementas yra elektronegatyvus. (Ši skalė pavadinta mirusio Nobelio premijos laureato mokslininko Linuso Paulingo vardu.) Kuo didesnė vertė, tuo daugiau trokštantis atomas yra pritraukti elektronus prie savęs scenarijuose, suteikiančiuose galimybę kovalentiškai klijavimas.

Aukščiausias šios skalės elementas yra fluoras, kuriam priskiriama 4,0 vertė. Žemiausiai užimami santykinai neaiškūs cezio ir frankio elementai, kurie registruojasi 0,7. Tarp elementų, turinčių didelius, atsiranda „netolygus“ arba polinis kovalentinis ryšys skirtumai; tokiais atvejais bendri elektronai slypi arčiau vieno atomo nei prie kito. Jei du elemento atomai jungiasi vienas su kitu, kaip ir su O₂ molekulės, atomai yra akivaizdžiai lygūs elektronegatyvumo atžvilgiu, o elektronai yra vienodai toli nuo kiekvieno branduolio. Tai nepolinis ryšys.

Elemento padėtis periodinėje lentelėje pateikia bendrą informaciją apie jo elektronegatyvumą. Elementų elektronegatyvumo vertė didėja iš kairės į dešinę, taip pat iš apačios į viršų. Fluoro padėtis šalia viršutinio dešiniojo krašto užtikrina aukštą jo vertę.

Kaip ir atominėje fizikoje apskritai, daug kas žinoma apie elektronų elgseną ir jungimąsi yra eksperimentiškai nustatytas, tačiau daugiausia teorinis atskirų subatomų lygmenyje dalelės. Eksperimentai, siekiant patikrinti, ką daro atskiri elektronai, yra techninė problema, kaip ir atskirų tų elektronų turinčių atomų izoliavimas. Atliekant elektronegatyvumo bandymus, vertės tradiciškai buvo gaunamos iš daugelio atskirų atomų verčių vidurkio.

2017 m. Tyrėjai galėjo naudoti elektroninės jėgos mikroskopijos metodą, kad ištirtų atskirus silicio paviršiaus atomus ir matuotų jų elektronegatyvumo vertes. Jie tai padarė įvertindami silicio ir deguonies ryšį, kai abu elementai buvo išdėstyti skirtingais atstumais. Fizikoje tobulėjant technologijoms, žmonių žinios apie elektronegatyvumą toliau klestės.