Објашњење концепта електронегативности

Електронегативност је концепт у молекуларној хемији који описује способност атома да привуче електроне у себе. Што је већа нумеричка вредност електронегативности датог атома, то снажније црта негативно наелектрисани електрони према његовом позитивно наелектрисаном језгру протона и (осим водоника) неутронима.

Будући да атоми не постоје изоловано и уместо тога формирају молекуларна једињења комбиновањем са другим атома, концепт електронегативности је важан јер одређује природу веза између атома. Атоми се придружују другим атомима кроз процес дељења електрона, али ово се заиста може посматрати више као нерешиву игру превлачења конопа: Атоми остају повезани заједно јер, иако ниједан атом не „побеђује“, њихова суштинска узајамна привлачност задржава да се њихови заједнички електрони зумирају око неке прилично добро дефинисане тачке између њих.

Атоми се састоје од протона и неутрона, који чине центар или језгро атома, и електрона, које "круже" око језгра попут врло ситних планета или комета које се врте луђачком брзином око сунце мало. Протон носи позитиван набој од 1,6 к 10

Одређена врста или сорта атома, која се назива елемент, дефинисана је бројем протона које она назива, атомским бројем тог елемента. Водоник, са атомским бројем 1, има један протон; уранијум, који има 92 протона, одговара броју 92 на периодном систему елемената (погледајте Ресурсе за пример интерактивног периодног система).

Када се атом претвори у број протона, то више није исти елемент. С друге стране, када атом добије или изгуби неутроне, он остаје исти елемент, али је изотоп оригиналног, хемијски најстабилнијег облика. Када атоми добију или губе електроне, али у супротном остају исти, то се назива ан ион.

Електрони, који су на физичким ивицама ових микроскопских аранжмана, су компоненте атома који учествују у везивању са другим атомима.

Чињеница да су језгра атома позитивно наелектрисана док се електрони крећу около по атомски рубови атома су негативно наелектрисани одређује начин на који поједини атоми комуницирају са једним други. Када су два атома врло близу, они се одбијају без обзира које елементе представљају, јер њихови електрони се прво „сусретну“, а негативни набоји потискују друге негативне оптужбе. Њихова језгра, иако нису тако близу као њихови електрони, такође се одбијају. Међутим, када су атоми на довољној удаљености, они обично привлаче једни друге. (Јони су, као што ћете ускоро видети, изузетак; два позитивно наелектрисана јона увек ће се одбијати, а исто тако и за негативно наелектрисане јонске парове.) То подразумева да на одређеном равнотежне удаљености, привлачне и одбијајуће силе се уравнотежују, а атоми ће остати на овој удаљености раздвојени, осим ако их други не поремете снаге.

Потенцијална енергија у пару атом-атом дефинисана је као негативна ако се атоми међусобно привлаче и као позитивна ако се атоми могу слободно удаљавати један од другог. На равнотежној удаљености, потенцијална енергија између атома је на најнижој (тј. Најнегативнијој) вредности. То се назива енергија везе дотичног атома.

Разне врсте атомских веза зачињу пејзаж молекуларне хемије. За садашње сврхе најважније су јонске везе и ковалентне везе.

Позовите се на претходну дискусију о атомима који теже да се међусобно одбијају пре свега због интеракције између њихових електрона. Такође је примећено да се слично наелектрисани јони одбијају без обзира на све. Међутим, ако пар јона има супротна наелектрисања - то јест, ако је један атом изгубио електрон да би претпоставио наелектрисање од +1 док је други стекао електрон да преузме наелектрисање од -1 - тада су два атома врло снажно привучена друго. Нето наелектрисање на сваком атому уклања све ефекте одбијања које њихови електрони могу имати, а атоми теже да се вежу. Будући да су ове везе између јона, оне се називају јонским везама. Стона со, која се састоји од натријум хлорида (НаЦл) и настаје позитивно наелектрисаном везом атома натријума негативно наелектрисаном атому хлора да би се створио електрично неутрални молекул, представља пример ове врсте обвезница.

Ковалентне везе произлазе из истих принципа, али ове везе нису толико јаке због присуства нешто уравнотеженијих конкурентских сила. На пример, вода (Х.₂О) има две ковалентне везе водоник-кисеоник. Разлог што ове везе настају је углавном зато што спољне електронске орбите атома „желе“ да се напуне одређеним бројем електрона. Тај број варира између елемената, а дељење електрона са другим атомима је начин да се то постигне чак и када то значи превазилажење скромних ефеката одбијања. Молекули који укључују ковалентне везе могу бити поларни, што значи да, иако је њихово нето наелектрисање нула, делови молекула носе позитивно наелектрисање које је уравнотежено негативним наелектрисањима негде другде.

Паулинг скала се користи за одређивање колико је дати елемент електронегативан. (Ова скала име је добила од покојног научника Линуса Паулинга, добитника Нобелове награде.) Што је већа вредност, то је више жељан атома је привлачење електрона према себи у сценаријима који дају могућност ковалентности везивање.

Елемент највишег ранга на овој скали је флуор, коме је додељена вредност 4,0. Најниже рангирани су релативно опскурни елементи цезијум и францијум, који се пријављују на 0,7. Између елемената са великим јављају се „неједнаке“ или поларне, ковалентне везе разликама; у овим случајевима заједнички електрони леже ближе једном атому него другом. Ако се два атома елемента вежу једни за друге, као код О.₂ молекула, атоми су очигледно једнаки у електронегативности, а електрони леже подједнако далеко од сваког језгра. Ово је неполарна веза.

Положај елемента на периодном систему пружа опште информације о његовој електронегативности. Вредност електронегативности елемената повећава се слева надесно, као и одоздо према горе. Положај флуора у горњем десном углу осигурава његову високу вредност.

Као и код атомске физике уопште, много тога што је познато о понашању електрона и везивању је, иако је експериментално утврђено, углавном теоријско на нивоу појединачног субатомског честице. Експерименти за тачно утврђивање онога што појединачни електрони раде су технички проблем, као и изоловање појединачних атома који садрже те електроне. У експериментима за испитивање електронегативности, вредности су традиционално изведене из, нужно, просека вредности великог броја појединачних атома.

2017. истраживачи су могли да користе технику која се назива електронска микроскопија силе за испитивање појединачних атома на површини силицијума и мерење њихових вредности електронегативности. То су учинили проценом понашања везе силицијума са кисеоником када су два елемента била постављена на различитој удаљености. Како се технологија наставља усавршавати у физици, човеково знање о електронегативности напредоваће даље.