Садржај
- Структура атома
- Основе хемијског лепљења
- Хемијске везе и електронегативност
- Вриједности електронегативности и периодична табела
- Даљи рад: Површински атоми
Електронегативност је концепт у молекуларној хемији који описује способност атома да привлаче електроне у себе. Што је већа бројчана вредност електронегативности датих атома, то снажније привлачи негативно наелектрисане електроне према свом позитивно наелектрисаном језгру протона и (осим водоника) неутрона.
Пошто атоми не постоје изоловано и уместо тога формирају молекуларна једињења комбинујући се са другим атомима, 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 као нерешива игра борбеног тегљача: Атоми остају повезани заједно јер, иако ни један атом не „побеђује“, њихова суштинска узајамна привлачност држи да њихови дељени електрони зумирају око неке прилично добро дефинисане тачке међу њима.
Структура атома
Атоми се састоје од протона и неутрона, који чине средиште или језгро атома, и електрона, који „орбитирају“ језгром радије попут врло ситних планета или комета који се врте брзином од безгрешних сунчевих зрака. Протон носи позитиван набој 1,6 к 10-19 куломи или Ц, док електрони носе негативни набој исте величине. Атоми обично имају исти број протона и електрона, што их чини електрично неутралним. Атоми обично имају приближно исти број протона и неутрона.
Посебна врста или разноликост атома, која се назива елемент, дефинисана је бројем протона које има, а назива се атомским бројем тог елемента.Водоник, са атомским бројем 1, има један протон; уранијум који има 92 протона, на одговарајући начин је број 92 у периодној табели елемената (види Ресурси за пример интерактивне периодичне табеле).
Када се атом подвргне промени у свом броју протона, то више није исти елемент. Када атом добије или изгуби неутроне, с друге стране остаје исти елемент али је ан изотоп оригиналног, хемијски стабилнијег облика. Када неки атом добије или изгуби електроне, али у супротном остане исти, назива се ан јона.
Електрони, који се налазе на физичким ивицама ових микроскопских распореда, су компоненте атома који учествују у повезивању са другим атомима.
Основе хемијског лепљења
Чињеница да су језгра атома позитивно наелектрисана док су електрони који се врте на физичким границама атома негативно набијени одређује начин на који поједини атоми међусобно делују. Кад су два атома врло близу један другог, они се одбијају један од другог без обзира на то који елементи представљају, јер се њихови електрони прво „сусрећу“, а негативни набоји потискују друге негативне набоје. Њихова језгра, иако нису тако близу као њихови електрони, такође се одбијају. Међутим, када су атоми довољно удаљени, они имају тенденцију да се међусобно привлаче. (Иони, као што ћете ускоро видети, су изузетак; два позитивно наелектрисана јона ће се увек одбијати један за другим, и то за негативно наелектрисане јонске парове.) То подразумева да на одређеној равнотежној раздаљини, привлачне и одбојне силе уравнотежују и атоме остаће на овој раздаљини осим ако их друге силе не узнемире.
Потенцијална енергија у пару атом-атом је дефинисана као негативна ако су атоми привлачени једни другима и позитивна ако се атоми могу слободно удаљити један од другог. На равнотежној удаљености, потенцијална енергија између атома је на најнижој (тј., Најнегативнијој) вредности. То се назива енергија везе дотичног атома.
Хемијске везе и електронегативност
Различите врсте атомских веза бивају пејзаж молекуларне хемије. За садашње сврхе најважније су јонске везе и ковалентне везе.
Погледајте претходну расправу о атомима који имају тенденцију да се одбијају један од другог, пре свега због интеракције њихових електрона. Такође је примећено да се слично наелектрисани јони одбијају једни друге без обзира на све. Међутим, ако пар јона има супротне наелектрисања - то јест, ако је један атом изгубио електрон да би преузео набој +1, а други је стекао електрон да би преузео набој -1 - онда су два атома веома привлачна за сваки друго. Нето набој сваког атома отклања било које одбојне ефекте који могу да имају њихови електрони, а атоми имају тенденцију везања. Пошто су ове везе између јона, називају се јонским везама. Столна со, која се састоји од натријум-хлорида (НаЦл) и која се добија од позитивно наелектрисаног атома натријума који се везује за негативно наелектрисан атом хлора да би створио електрично неутралан молекул, показује пример ове врсте везе.
Ковалентне везе произлазе из истих принципа, али те везе нису тако јаке због присуства нешто уравнотеженијих такмичарских сила. На пример, вода (Х)2О) има две ковалентне водоник-кисеоничке везе. Разлог због којег ове везе настају углавном је зато што спољне орбите електрона атома "желе" да се испуне 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 одбијајућих ефеката. Молекуле које укључују ковалентне везе могу бити поларне, што значи да иако њихов нето набој је нула, делови молекула носе позитиван набој који је другде уравнотежен негативним набојима.
Вриједности електронегативности и периодична табела
Паулингова скала користи се за одређивање колико је електронегативан одређени елемент. (Ова лествица је добила име по покојном научнику, добитнику Нобелове награде, Линус Паулингу.) Што је већа вредност, то је више жељан атом да привуче електроне према себи у сценаријима који су подвргнути могућности ковалентног везивања.
Елемент највишег ранга на овој скали је флуор, којем је додељена вредност 4,0. Најнижи ранг су релативно нејасни елементи цезијум и францијум који се пријављују на 0,7. Између елемената са великим разликама јављају се "неравне" или поларне ковалентне везе; у тим случајевима дељени електрони леже ближе једном атому него другом. Ако се два атома једног елемента вежу један са другим, као са О2 молекула, атоми су очигледно једнаки у електронегативности, а електрони леже подједнако далеко од сваког језгра. Ово је неполарна веза.
Положај елемента на периодичној табели нуди опште информације о његовој електронегативности. Вриједност електронегативности елемената расте с лијева на десно, као и одоздо према горе. Положај флуора у горњем десном углу осигурава његову високу вредност.
Даљи рад: Површински атоми
Као и код атомске физике уопште, много тога што се зна о понашању електрона и везивању је, док је експериментално утврђено, у великој мери теоретски на нивоу појединих субатомских честица. Експерименти за проверу тачно шта поједини електрони раде технички је проблем, као што је изоловање појединачних атома који садрже те електроне. У експериментима за тестирање електронегативности, вредности су традиционално изведене из потребе, просечним вредностима великог броја појединачних атома.
Током 2017. године, истраживачи су могли да користе технику звану електронска микроскопија за испитивање појединих атома на површини силицијума и измерење вредности њихове електронегативности. То су учинили проценом понашања силицијума са кисеоником када су та два елемента била постављена на различите удаљености. Како технологија наставља да се усавршава у физици, људско знање о електронегативности даље ће расти.