Elektronegativitātes jēdziena skaidrojums

Elektronegativitāte ir molekulārās ķīmijas jēdziens, kas raksturo atoma spēju piesaistīt sev elektronus. Jo augstāka ir attiecīgā atoma elektronegativitātes skaitliskā vērtība, jo spēcīgāk tas piesaista negatīvi lādēti elektroni pret pozitīvi uzlādētu protonu kodolu un (izņemot ūdeņradi) neitroni.

Tā kā atomi nepastāv atsevišķi, tā vietā tie veido molekulārus savienojumus, apvienojoties ar citiem atomiem elektronegativitātes jēdziens ir svarīgs, jo tas nosaka saišu raksturu starp atomi. Atomi pievienojas citiem atomiem, izmantojot kopīgu elektronu procesu, taču to tiešām var uzskatīt vairāk par nenovēršamu virves vilkšanas spēli: Atomi paliek saistīti kopā, jo, lai arī neviens no atomiem "neuzvar", to būtiskā savstarpējā pievilcība uztur viņu kopīgos elektronus tuvināt kādu diezgan labi definētu punktu starp tos.

Atomi sastāv no protoniem un neitroniem, kas veido atomu centru vai kodolu, un elektroniem, kuras "riņķo" kodolu drīzāk kā ļoti sīkas planētas vai komētas, kas virpuļo ar vājgaitas ātrumu ap maza saule. Protonam ir pozitīvs lādiņš 1,6 x 10

Konkrētu atoma tipu vai šķirni, ko sauc par elementu, nosaka protonu skaits, kas tam ir, ko sauc par šī elementa atomu numuru. Ūdeņradim ar atomu skaitli 1 ir viens protons; urāns, kurā ir 92 protoni, ir attiecīgi 92. numurs elementu periodiskajā tabulā (interaktīvās periodiskās tabulas piemēru skatiet resursos).

Kad atoms izmaina protonu skaitu, tas vairs nav tas pats elements. Savukārt, kad atoms iegūst vai zaudē neitronus, tas paliek tas pats elements, bet ir izotops no sākotnējās, ķīmiski stabilākās formas. Kad atoms iegūst vai zaudē elektronus, bet citādi paliek nemainīgs, to sauc par jonu.

Elektroni, kas atrodas šo mikroskopisko izkārtojumu fiziskajās malās, ir atomu sastāvdaļas, kas piedalās saitē ar citiem atomiem.

Fakts, ka atomu kodoli ir pozitīvi uzlādēti, kamēr elektroni rūpējas par atoma fiziskās bārkstis ir negatīvi uzlādētas, nosaka veidu, kādā atsevišķi atomi mijiedarbojas ar vienu cits. Kad divi atomi atrodas ļoti tuvu viens otram, tie viens otru atgrūž neatkarīgi no tā, kādus elementus tie pārstāv, jo to attiecīgie elektroni vispirms "sastopas" viens ar otru, un negatīvie lādiņi spiež pret citu negatīvo maksas. Viņu attiecīgie kodoli, kaut arī tie nav tik tuvu viens otram kā elektroni, tomēr arī atgrūž viens otru. Ja atomi atrodas pietiekamā attālumā viens no otra, tie mēdz piesaistīt viens otru. (Joni, kā jūs drīz redzēsiet, ir izņēmums; divi pozitīvi uzlādēti joni vienmēr atgrūž viens otru un ir vienādi ar negatīvi lādētiem jonu pāriem.) Tas nozīmē, ka noteiktā līdzsvara attālums, pievilcīgais un atbaidošais spēku līdzsvars, un atomi paliks šajā attālumā, ja vien to netraucēs citi spēki.

Potenciālā enerģija atomu un atomu pārī tiek definēta kā negatīva, ja atomi ir savstarpēji piesaistīti, un pozitīvi, ja atomi var brīvi attālināties viens no otra. Līdzsvara attālumā potenciālā enerģija starp atomu ir viszemākajā (t.i., visnegatīvākajā) vērtībā. To sauc par attiecīgā atoma saites enerģiju.

Dažādu veidu atomu saites piparo molekulārās ķīmijas ainavu. Pašlaik svarīgākās ir jonu saites un kovalentās saites.

Atsaucieties uz iepriekšējo diskusiju par atomiem, kas mēdz viens otru atgrūst tuvu, galvenokārt to elektronu mijiedarbības dēļ. Tika arī atzīmēts, ka līdzīgi uzlādēti joni viens otru atbaida neatkarīgi no tā. Tomēr, ja jonu pārim ir pretēji lādiņi - tas ir, ja viens atoms ir zaudējis elektronu, lai pieņemtu lādiņu +1 kamēr cits ir ieguvis elektronu, lai pieņemtu lādiņu -1, tad abi atomi tiek ļoti piesaistīti katram cits. Katra atoma neto lādiņš iznīcina jebkādu atbaidīšanas efektu, kāds varētu būt viņu elektroniem, un atomi mēdz sasaistīties. Tā kā šīs saites atrodas starp joniem, tās sauc par jonu saitēm. Galda sāls, kas sastāv no nātrija hlorīda (NaCl) un rodas pozitīvi uzlādēta nātrija atoma savienojuma rezultātā uz negatīvi lādētu hlora atomu, lai izveidotu elektriski neitrālu molekulu, ir šāda veida paraugs obligācija.

Kovalentās saites izriet no vieniem un tiem pašiem principiem, taču šīs saites nav tik stipras, jo ir nedaudz līdzsvarotāki konkurējoši spēki. Piemēram, ūdens (H₂O) ir divas kovalentās ūdeņraža un skābekļa saites. Šīs saites veidojas galvenokārt tāpēc, ka atomu ārējās elektronu orbītas "vēlas" sevi piepildīt ar noteiktu elektronu skaitu. Šis skaitlis atšķiras starp elementiem, un dalīšanās ar elektroniem ar citiem atomiem ir veids, kā to sasniegt pat tad, ja tas nozīmē pārvarēt pieticīgus atbaidīšanas efektus. Molekulas, kas ietver kovalentās saites, var būt polāras, kas nozīmē, ka, pat ja to neto lādiņš ir nulle, molekulas daļām ir pozitīvs lādiņš, ko līdzsvaro negatīvie lādiņi citur.

Paulinga skalu izmanto, lai noteiktu, cik elektronegatīvs ir dotais elements. (Šī skala ir nosaukta no vēlā Nobela prēmijas laureāta zinātnieka Linusa Paulinga.) Jo augstāka vērtība, jo vairāk alkstošs atoms ir piesaistīt elektronus sev pretī scenārijos, kas dod iespēju kovalentiem sasaistīšana.

Visaugstākais šīs skalas elements ir fluors, kuram piešķirta vērtība 4,0. Zemākā ranga ir salīdzinoši neskaidri cēzija un franka elementi, kas reģistrējas 0,7. Starp nevienmērīgām vai polārām kovalentām saitēm rodas elementi ar lielu atšķirības; šajos gadījumos kopīgie elektroni atrodas tuvāk vienam atomam nekā otram. Ja divi elementa atomi savienojas viens ar otru, tāpat kā ar O₂ molekulas, atomi acīmredzami ir vienādi pēc elektronegativitātes, un elektroni atrodas vienādi tālu no katra kodola. Šī ir nepolāra saite.

Elementa novietojums uz periodiskās tabulas piedāvā vispārīgu informāciju par tā elektronegativitāti. Elementu elektronegativitātes vērtība palielinās no kreisās uz labo pusi, kā arī no apakšas uz augšu. Fluora stāvoklis augšējā labajā stūrī nodrošina tā augsto vērtību.

Tāpat kā atomu fizikā kopumā, daudz kas ir zināms par elektronu uzvedību un saistīšanos ir eksperimentāli izveidota, bet galvenokārt teorētiska individuālā subatomiskā līmenī daļiņas. Eksperimenti, lai pārbaudītu, ko tieši dara atsevišķi elektroni, ir tehniska problēma, tāpat kā atsevišķu atomu, kas satur šos elektronus, izolēšana. Eksperimentos, lai pārbaudītu elektronegativitāti, vērtības tradicionāli tiek iegūtas, vidēji aprēķinot ļoti daudzu atsevišķu atomu vērtības.

2017. gadā pētnieki varēja izmantot tehniku, ko sauc par elektronisko spēka mikroskopiju, lai pārbaudītu atsevišķus atomus uz silīcija virsmas un izmērītu to elektronegativitātes vērtības. Viņi to izdarīja, novērtējot silīcija un skābekļa saites uzvedību, kad abi elementi bija izvietoti dažādos attālumos. Turpinot tehnoloģiju uzlabošanos fizikā, cilvēku zināšanas par elektronegativitāti turpinās plaukt.