Περιεχόμενο
- Δομή του ατόμου
- Βασικά στοιχεία χημικών δεσμών
- Χημικά Ομόλογα και ηλεκτραρνητικότητα
- Τιμές Ηλεκτροαρνησίας και Περιοδικός Πίνακας
- Περαιτέρω εργασία: Επιφανειακά άτομα
Η ηλεκτραρνητικότητα είναι μια έννοια στη μοριακή χημεία που περιγράφει την ικανότητα ατόμων να προσελκύει ηλεκτρόνια στον εαυτό της. Όσο μεγαλύτερη είναι η αριθμητική τιμή μιας δεδομένης ηλεκτροαρνητικότητας ατόμων, τόσο ισχυρότερα αντλεί αρνητικά φορτισμένα ηλεκτρόνια προς τον θετικά φορτισμένο πυρήνα των πρωτονίων και (εκτός από το υδρογόνο) νετρόνια.
Επειδή τα άτομα δεν υπάρχουν σε απομόνωση και αντ 'αυτού σχηματίζουν μοριακές ενώσεις συνδυάζοντας με άλλα άτομα, η έννοια της ηλεκτραρνητικότητας είναι σημαντική επειδή καθορίζει τη φύση των δεσμών μεταξύ των ατόμων. Τα άτομα συνδέονται με άλλα άτομα μέσω μιας διαδικασίας κοινής χρήσης ηλεκτρονίων, αλλά αυτό μπορεί πραγματικά να θεωρηθεί περισσότερο ως ένα μη διαλυτό παιχνίδι ρυμουλκούμενου: Τα άτομα παραμένουν συνδεδεμένα μεταξύ τους επειδή, ενώ κανένα άτομο δεν «κερδίζει», κρατά τα κοινά τους ηλεκτρόνια να ζουμίζουν γύρω από κάποιο αρκετά καθορισμένο σημείο μεταξύ τους.
Δομή του ατόμου
Τα άτομα αποτελούνται από πρωτόνια και νετρόνια, τα οποία αποτελούν το κέντρο ή τον πυρήνα των ατόμων, και τα ηλεκτρόνια, τα οποία "τροχιάζουν" τον πυρήνα μάλλον σαν πολύ μικροσκοπικά πλανήτες ή κομήτες που στροβιλίζονται σε τρελλά λάμψη γύρω από ένα μικροσκοπικό ήλιο. Ένα πρωτόνιο φέρει θετικό φορτίο 1,6 x 10-19 coulombs, ή C, ενώ ένα ηλεκτρόνιο φέρει ένα αρνητικό φορτίο του ίδιου μεγέθους. Τα άτομα έχουν συνήθως τον ίδιο αριθμό πρωτονίων και ηλεκτρονίων, καθιστώντας τα ηλεκτρικά ουδέτερα. Τα άτομα συνήθως έχουν περίπου τον ίδιο αριθμό πρωτονίων και νετρονίων.
Ένας συγκεκριμένος τύπος ή ποικιλία ατόμου, που ονομάζεται στοιχείο, ορίζεται από τον αριθμό των πρωτονίων που έχει, που ονομάζεται ατομικός αριθμός αυτού του στοιχείου.Το υδρογόνο, με ατομικό αριθμό 1, έχει ένα πρωτόνιο. το ουράνιο, το οποίο έχει 92 πρωτόνια, είναι αντίστοιχα ο αριθμός 92 στον περιοδικό πίνακα των στοιχείων (βλ. τους πόρους για ένα παράδειγμα ενός διαδραστικού περιοδικού πίνακα).
Όταν ένα άτομο υφίσταται μια αλλαγή στον αριθμό των πρωτονίων του, δεν είναι πλέον το ίδιο στοιχείο. Όταν ένα άτομο κερδίζει ή χάνει νετρόνια, από την άλλη πλευρά, παραμένει το ίδιο στοιχείο, αλλά είναι ένα ισότοπο της αρχικής, χημικά πιο σταθερής μορφής. Όταν ένα άτομο κερδίζει ή χάνει ηλεκτρόνια, αλλά διαφορετικά παραμένει το ίδιο, ονομάζεται ένα ιόν.
Τα ηλεκτρόνια, που βρίσκονται στις φυσικές ακμές αυτών των μικροσκοπικών διατάξεων, είναι τα συστατικά των ατόμων που συμμετέχουν στη σύνδεση με άλλα άτομα.
Βασικά στοιχεία χημικών δεσμών
Το γεγονός ότι οι πυρήνες των ατόμων είναι θετικά φορτισμένες ενώ τα ηλεκτρόνια που απομακρύνονται γύρω από τα φυσικά περιθώρια των ατόμων είναι αρνητικά φορτισμένα καθορίζει τον τρόπο που τα μεμονωμένα άτομα αλληλεπιδρούν μεταξύ τους. Όταν δύο άτομα είναι πολύ κοντά μαζί, απωθείται το ένα από το άλλο, ανεξάρτητα από τα στοιχεία που αντιπροσωπεύουν, επειδή τα αντίστοιχα ηλεκτρόνια τους «συναντώνται» πρώτα και τα αρνητικά φορτία ωθούνται έναντι άλλων αρνητικών φορτίων. Οι αντίστοιχοι πυρήνες τους, ενώ δεν είναι τόσο κοντά μαζί με τα ηλεκτρόνια τους, αποκλίνουν και οι άλλοι. Όταν τα άτομα είναι αρκετά μακριά, ωστόσο, τείνουν να προσελκύουν ο ένας τον άλλον. (Ιόντα, όπως θα δούμε σύντομα, είναι μια εξαίρεση, δύο θετικά φορτισμένα ιόντα θα απωθούν πάντα το ένα το άλλο, και τα αρνητικά φορτισμένα ζεύγη ιόντων). Αυτό σημαίνει ότι σε μια ορισμένη απόσταση ισορροπίας οι ελκυστικές και απωθητικές δυνάμεις ισορροπούν και τα άτομα θα παραμείνει σε αυτή την απόσταση εκτός εάν δεν διαταραχθεί από άλλες δυνάμεις.
Η δυνητική ενέργεια σε ένα ζεύγος ατόμου-ατόμου ορίζεται αρνητικά εάν τα άτομα έλκονται μεταξύ τους και θετικά εάν τα άτομα είναι ελεύθερα να απομακρυνθούν από το ένα το άλλο. Στην απόσταση ισορροπίας, η δυνητική ενέργεια μεταξύ του ατόμου είναι στη χαμηλότερη (δηλ. Πιο αρνητική) τιμή του. Αυτό ονομάζεται ενέργεια δέσμευσης του εν λόγω ατόμου.
Χημικά Ομόλογα και ηλεκτραρνητικότητα
Μια ποικιλία τύπων ατομικών δεσμών πιπίζει το τοπίο της μοριακής χημείας. Τα πιο σημαντικά για τους παρόντες σκοπούς είναι ιονικοί δεσμοί και ομοιοπολικοί δεσμοί.
Ανατρέξτε στην προηγούμενη συζήτηση σχετικά με τα άτομα που τείνουν να αποκρούσουν ο ένας τον άλλο κοντά τους κυρίως λόγω της αλληλεπίδρασης μεταξύ των ηλεκτρονίων τους. Σημειώθηκε επίσης ότι παρόμοια φορτισμένα ιόντα απωθούν ο ένας τον άλλο ανεξάρτητα από το τι. Εάν όμως ένα ζεύγος ιόντων έχει αντίθετα φορτία - δηλαδή, εάν ένα άτομο έχει χάσει ένα ηλεκτρόνιο για να υποθέσει φόρτιση +1 ενώ άλλο έχει κερδίσει ένα ηλεκτρόνιο για να υποθέσει φορτίο -1 - τότε τα δύο άτομα είναι πολύ ελκυστικά σε κάθε άλλα. Το καθαρό φορτίο σε κάθε άτομο εξαλείφει οποιεσδήποτε απωθητικές επιδράσεις έχουν τα ηλεκτρόνια τους και τα άτομα τείνουν να δεσμεύονται. Επειδή αυτοί οι δεσμοί είναι μεταξύ ιόντων, ονομάζονται ιονικοί δεσμοί. Το επιτραπέζιο αλάτι που αποτελείται από χλωριούχο νάτριο (NaCl) και προκύπτει από ένα θετικά φορτισμένο άτομο νατρίου που συνδέεται με ένα αρνητικά φορτισμένο άτομο χλωρίου για να δημιουργήσει ένα ηλεκτρικά ουδέτερο μόριο, αποτελεί παράδειγμα αυτού του τύπου δεσμού.
Οι ομοιοπολικοί δεσμοί προκύπτουν από τις ίδιες αρχές, αλλά οι δεσμοί αυτοί δεν είναι τόσο ισχυροί λόγω της παρουσίας κάπως πιο ισορροπημένων ανταγωνιστικών δυνάμεων. Για παράδειγμα, νερό (Η2Ο) έχει δύο ομοιοπολικούς δεσμούς υδρογόνου-οξυγόνου. Ο λόγος που σχηματίζουν οι δεσμοί αυτοί είναι κυρίως επειδή οι εξωτερικές τροχιές των ηλεκτρονίων των ηλεκτρονίων "θέλουν" να γεμίσουν τον εαυτό τους με ορισμένο αριθμό ηλεκτρονίων. Αυτός ο αριθμός ποικίλει μεταξύ των στοιχείων και η κοινή χρήση ηλεκτρονίων με άλλα άτομα είναι ένας τρόπος για να επιτευχθεί αυτό ακόμη και όταν αυτό σημαίνει να ξεπεραστούν τα μέτρια απωθητικά αποτελέσματα. Μόρια που περιλαμβάνουν ομοιοπολικούς δεσμούς μπορεί να είναι πολικά, πράγμα που σημαίνει ότι αν και το καθαρό τους φορτίο είναι μηδέν, τμήματα του μορίου φέρουν ένα θετικό φορτίο που ισορροπείται από αρνητικά φορτία αλλού.
Τιμές Ηλεκτροαρνησίας και Περιοδικός Πίνακας
Η κλίμακα Pauling χρησιμοποιείται για τον προσδιορισμό του τρόπου με τον οποίο είναι ηλεκτροαρνητικό ένα δεδομένο στοιχείο. (Αυτή η κλίμακα παίρνει το όνομά της από τον πρόσφατο βραβευμένο με το βραβείο Νόμπελ επιστήμονα Linus Pauling.) Όσο υψηλότερη είναι η τιμή, τόσο πιο πρόθυμο είναι να προσελκύσει ηλεκτρόνια προς τα ίδια σε σενάρια που δίνουν τη δυνατότητα ομοιοπολικής σύνδεσης.
Το στοιχείο υψηλότερης κατάταξης αυτής της κλίμακας είναι το φθόριο, το οποίο έχει εκχωρηθεί σε τιμή 4.0. Η χαμηλότερη κατάταξη είναι τα σχετικά σκοτεινά στοιχεία το καισίου και του φραγκίσκου, τα οποία φτάνουν στο 0,7. "Ανόμοιες", ή πολικές, ομοιοπολικοί δεσμοί συμβαίνουν μεταξύ στοιχείων με μεγάλες διαφορές. σε αυτές τις περιπτώσεις, τα κοινά ηλεκτρόνια βρίσκονται πιο κοντά σε ένα άτομο από το άλλο. Εάν δύο άτομα ενός στοιχείου συνδέονται μεταξύ τους, όπως και με ένα Ο2 μορίου, τα άτομα είναι προφανώς ίσα στην ηλεκτροαρνητικότητα και τα ηλεκτρόνια βρίσκονται εξίσου μακριά από κάθε πυρήνα. Αυτός είναι ένας μηπολικός δεσμός.
Η θέση ενός στοιχείου στον περιοδικό πίνακα παρέχει γενικές πληροφορίες σχετικά με την ηλεκτροαρνησία του. Η αξία της ηλεκτροαρνητικότητας των στοιχείων αυξάνεται από αριστερά προς τα δεξιά καθώς και από κάτω προς τα πάνω. Η θέση των φθορίων κοντά στην πάνω δεξιά πλευρά εξασφαλίζει την υψηλή τιμή τους.
Περαιτέρω εργασία: Επιφανειακά άτομα
Όπως και με την ατομική φυσική γενικά, πολλά από αυτά που είναι γνωστά για τη συμπεριφορά των ηλεκτρονίων και τη σύνδεση είναι, ενώ είναι πειραματικά καθιερωμένα, σε μεγάλο βαθμό θεωρητικά στο επίπεδο μεμονωμένων υποατομικών σωματιδίων. Πειράματα για να επαληθευτούν ακριβώς τι κάνουν τα μεμονωμένα ηλεκτρόνια είναι ένα τεχνικό πρόβλημα, όπως και η απομόνωση των μεμονωμένων ατόμων που περιέχουν αυτά τα ηλεκτρόνια. Σε πειράματα για την δοκιμή ηλεκτροαρνησίας, οι τιμές προέρχονται παραδοσιακά από, κατ 'ανάγκη, κατά μέσο όρο τις τιμές πολλών μεμονωμένων ατόμων.
Το 2017, οι ερευνητές ήταν σε θέση να χρησιμοποιήσουν μια τεχνική που ονομάζεται ηλεκτρονική μικροσκοπία δύναμης για να εξετάσουν μεμονωμένα άτομα στην επιφάνεια του πυριτίου και να μετρήσουν τις τιμές ηλεκτροαρνησίας τους. Αυτό το έκαναν αξιολογώντας τη συμπεριφορά του δεσμού του πυριτίου με οξυγόνο όταν τα δύο στοιχεία τοποθετήθηκαν σε διαφορετικές αποστάσεις. Καθώς η τεχνολογία συνεχίζει να βελτιώνεται στη φυσική, οι ανθρώπινες γνώσεις σχετικά με την ηλεκτροαρνητικότητα θα ευδοκιμήσουν περαιτέρω.