Содержание
- Структура атома
- Основы химической связи
- Химические связи и электроотрицательность
- Значения электроотрицательности и периодическая таблица
- Дальнейшая работа: поверхностные атомы
Электроотрицательность - это понятие в молекулярной химии, которое описывает способность атомов привлекать электроны к себе. Чем выше численное значение электроотрицательности данного атома, тем сильнее он притягивает отрицательно заряженные электроны к положительно заряженному ядру протонов и (кроме водорода) нейтронов.
Поскольку атомы не существуют изолированно и вместо этого образуют молекулярные соединения путем объединения с другими атомами, концепция электроотрицательности важна, поскольку она определяет характер связей между атомами. Атомы соединяются с другими атомами в процессе совместного использования электронов, но это действительно можно рассматривать скорее как неразрешимую игру перетягивания каната: атомы остаются связанными вместе, потому что, хотя ни один атом не «выигрывает», их существенное взаимное притяжение заставляет их общие электроны приближаться к некоторой довольно четко определенной точке между ними.
Структура атома
Атомы состоят из протонов и нейтронов, которые составляют центр или ядро атомов, и электронов, которые «вращаются» вокруг ядра, как очень маленькие планеты или кометы, вращающиеся с безумной скоростью вокруг крошечного солнца. Протон несет положительный заряд 1,6 х 10-19 кулонов, или С, тогда как электроны несут отрицательный заряд той же величины. Атомы обычно имеют одинаковое количество протонов и электронов, что делает их электрически нейтральными. Атомы обычно имеют примерно одинаковое количество протонов и нейтронов.
Конкретный тип или разновидность атома, называемый элементом, определяется числом протонов, которые он имеет, называемым атомным номером этого элемента.Водород с атомным номером 1 имеет один протон; уран, имеющий 92 протона, имеет номер 92 в периодической таблице элементов (пример интерактивной периодической таблицы см. в разделе «Ресурсы»).
Когда атом претерпевает изменение в количестве протонов, он больше не является тем же элементом. Когда атом приобретает или теряет нейтроны, с другой стороны, он остается тем же элементом, но является изотоп оригинальной, наиболее химически стабильной формы. Когда атом приобретает или теряет электроны, но в остальном остается тем же самым, это называется ион.
Электроны, находящиеся на физических границах этих микроскопических устройств, являются компонентами атомов, которые участвуют в связи с другими атомами.
Основы химической связи
Тот факт, что ядра атомов заряжены положительно, в то время как электроны, окружающие физические полосы атомов, заряжены отрицательно, определяет способ взаимодействия отдельных атомов друг с другом. Когда два атома находятся очень близко друг к другу, они отталкиваются друг от друга независимо от того, какие элементы они представляют, потому что их соответствующие электроны сначала «сталкиваются» друг с другом, и отрицательные заряды проталкиваются против других отрицательных зарядов. Их соответствующие ядра, хотя и не так близко друг к другу, как их электроны, также отталкивают друг друга. Однако, когда атомы находятся на достаточном расстоянии друг от друга, они имеют тенденцию притягивать друг друга. (Ионы, как вы вскоре увидите, являются исключением; два положительно заряженных иона всегда будут отталкивать друг друга, и то же самое для отрицательно заряженных ионных пар.) Это означает, что на определенном равновесном расстоянии баланс сил притяжения и отталкивания и атомы останутся на этом расстоянии друг от друга, если не будут потревожены другими силами.
Потенциальная энергия в паре атом-атом определяется как отрицательная, если атомы притягиваются друг к другу, и положительная, если атомы могут свободно отходить друг от друга. На равновесном расстоянии потенциальная энергия между атомами находится на самом низком (т.е. наиболее отрицательном) значении. Это называется энергией связи рассматриваемого атома.
Химические связи и электроотрицательность
Разнообразие типов атомных связей пересекает ландшафт молекулярной химии. Наиболее важными для настоящих целей являются ионные и ковалентные связи.
Обратитесь к предыдущему обсуждению об атомах, стремящихся отталкиваться друг от друга в основном из-за взаимодействия между их электронами. Также было отмечено, что одинаково заряженные ионы отталкивают друг друга, несмотря ни на что. Однако, если пара ионов имеет противоположные заряды - то есть, если один атом потерял электрон, чтобы принять заряд +1, а другой получил электрон, чтобы принять заряд -1, - тогда два атома очень сильно притягиваются к каждому Другие. Общий заряд на каждом атоме уничтожает любые отталкивающие эффекты, которые могут иметь их электроны, и атомы имеют тенденцию связываться. Поскольку эти связи находятся между ионами, они называются ионными связями. Столовая соль, состоящая из хлорида натрия (NaCl) и получающаяся в результате положительно заряженного атома натрия, связывающегося с отрицательно заряженным атомом хлора с образованием электрически нейтральной молекулы, иллюстрирует этот тип связи.
Ковалентные связи вытекают из тех же принципов, но эти связи не так сильны из-за присутствия несколько более сбалансированных конкурирующих сил. Например, вода (ч2О) имеет две ковалентные водородно-кислородные связи. Причина, по которой эти связи образуются, главным образом потому, что внешние электронные орбиты атомов «хотят» заполнить себя определенным количеством электронов. Это число варьируется между элементами, и совместное использование электронов с другими атомами является способом достижения этого, даже если это означает преодоление скромных отталкивающих эффектов. Молекулы, которые включают ковалентные связи, могут быть полярными, что означает, что, хотя их суммарный заряд равен нулю, части молекулы несут положительный заряд, который в других местах уравновешивается отрицательными зарядами.
Значения электроотрицательности и периодическая таблица
Шкала Полинга используется для определения электроотрицательности данного элемента. (Эта шкала получила свое название от покойного Нобелевского лауреата, ученого Линуса Полинга.) Чем выше значение, тем больше стремление атома привлекать электроны к себе в сценариях, допускающих возможность ковалентной связи.
Элементом высшего ранга по этой шкале является фтор, которому присваивается значение 4,0. Самым низким рейтингом являются сравнительно малоизвестные элементы цезий и франций, которые регистрируются на уровне 0,7. «Неровные» или полярные ковалентные связи возникают между элементами с большими различиями; в этих случаях общие электроны находятся ближе к одному атому, чем к другому. Если два атома элемента связаны друг с другом, как с O2 молекулы, атомы, очевидно, равны по электроотрицательности, а электроны лежат одинаково далеко от каждого ядра. Это неполярная связь.
Положение элемента в периодической таблице дает общую информацию о его электроотрицательности. Значение электроотрицательности элементов увеличивается слева направо, а также снизу вверх. Положение фтора рядом с верхним правым обеспечивает его высокое значение.
Дальнейшая работа: поверхностные атомы
Как и в случае с атомной физикой в целом, многое из того, что известно о поведении электронов и связей, хотя и установлено экспериментально, в значительной степени теоретически на уровне отдельных субатомных частиц. Эксперименты по точной проверке того, что делают отдельные электроны, являются технической проблемой, так же как и изоляция отдельных атомов, содержащих эти электроны. В экспериментах по проверке электроотрицательности значения традиционно выводились из необходимости усреднения значений большого числа отдельных атомов.
В 2017 году исследователи смогли использовать технику, называемую электронной силовой микроскопией, для исследования отдельных атомов на поверхности кремния и измерения их значений электроотрицательности. Они сделали это, оценивая поведение связи кремния с кислородом, когда два элемента были расположены на разных расстояниях друг от друга. Поскольку технологии продолжают совершенствоваться в физике, человеческие знания об электроотрицательности будут процветать и дальше.