תוֹכֶן
- מבנה האטום
- יסודות מליטה כימיים
- איגרות חוב כימיות ואלקטרוניטיביות
- ערכי אלקטרונטיביות והטבלה המחזורית
- עבודה נוספת: אטומי שטח
אלקטרונגטיביות היא מושג בכימיה מולקולרית המתאר יכולת אטומים למשוך לעצמו אלקטרונים. ככל שהערך המספרי של אלקטרונגטיביות נתונה גבוה יותר, כך הוא מושך יותר אלקטרונים טעונים שליליים לעבר גרעין הפרוטונים הטעונים שלהם חיובי (למעט מימן).
מכיוון שהאטומים אינם קיימים בבידוד ובמקום זאת יוצרים תרכובות מולקולריות על ידי שילוב עם אטומים אחרים, מושג האלקטרוניטיביות חשוב מכיוון שהוא קובע את אופי הקשרים בין האטומים. אטומים מצטרפים לאטומים אחרים בתהליך של שיתוף אלקטרונים, אך באמת ניתן לראות בכך יותר כמשחק שאינו ניתן לפתרון של משיכת המלחמה: האטומים נשארים קשורים זה לזה מכיוון שאף אחד מהאטומים "מנצח", את המשיכה ההדדית המהותית שלהם. שומר על האלקטרונים המשותפים שלהם מתקרבים לאיזו נקודה מוגדרת למדי ביניהם.
מבנה האטום
האטומים מורכבים מפרוטונים ונויטרונים, המרכיבים את מרכז או גרעין האטומים, ואלקטרונים, אשר "מקיפים" את הגרעין יותר כמו כוכבי לכת זעירים מאוד או שביטים המסתחררים במהירות מטורפת סביב שמש זעירה. פרוטון נושא מטען חיובי של 1.6 x 10-19 coulombs, או C, ואילו אלקטרונים נושאים מטען שלילי בסדר גודל זהה. לאטומים יש בדרך כלל אותו מספר של פרוטונים ואלקטרונים, מה שהופך אותם לנייטרלים באופן חשמלי. לאטומים בדרך כלל יש אותו מספר של פרוטונים ונויטרונים.
סוג או מגוון אטומים מסוים, המכונים יסוד, מוגדרים על ידי מספר הפרוטונים שיש לו, המכונה המספר האטומי של אותו יסוד.למימן, עם מספר אטומי של 1, יש פרוטון אחד; אורניום, שיש לו 92 פרוטונים, הוא כמספר 92 בטבלה המחזורית של האלמנטים (עיין במשאבים לדוגמא לטבלה תקופתית אינטראקטיבית).
כאשר אטום עובר שינוי במספר הפרוטונים שלו, הוא כבר לא אותו יסוד. כאשר אטום מרוויח או מאבד נויטרונים, לעומת זאת, הוא נשאר אותו יסוד אך הוא איזוטופ מהצורה המקורית והיציבה ביותר מבחינה כימית. כאשר אטומים מרוויחים או מאבדים אלקטרונים אך בדרך כלל נשארים זהים, זה נקרא יון.
אלקטרונים, הנמצאים בקצוות הפיזיים של הסדרים המיקרוסקופיים הללו, הם רכיבי האטומים המשתתפים במגע עם אטומים אחרים.
יסודות מליטה כימיים
העובדה שגרעיני האטומים טעונים באופן חיובי ואילו האלקטרונים המטפלים בשוליים הפיזיים של האטומים טעונים באופן שלילי קובעת את האופן שבו אטומים בודדים מתקשרים זה עם זה. כששני אטומים קרובים זה לזה זה לזה, הם דוחים זה את זה, לא משנה אילו אלמנטים הם מייצגים, מכיוון שהאלקטרונים שלהם בהתאמה "נתקלים" זה בזה קודם, ומטענים שליליים דוחפים מטענים שליליים אחרים. הגרעינים שלהם בהתאמה, אף שהם לא קרובים זה לזה כמו האלקטרונים שלהם, דוחים זה את זה. אולם כאשר האטומים נמצאים במרחק מספיק זה מזה, הם נוטים למשוך זה את זה. (יונים, כפי שתוכלו לראות בקרוב, הם יוצאי דופן; שני יונים טעונים חיוביים תמיד ידחיקו זה את זה, וזה גם עבור זוגות יונים טעונים שליליים.) זה מרמז שבמרחק שיווי משקל מסוים, הכוחות האטרקטיביים והדוחים מתאזן, והאטומים יישארו במרחק זה מזה אלא אם כן יפריעו לו כוחות אחרים.
האנרגיה הפוטנציאלית בזוג אטום אטומי מוגדרת כשלילית אם האטומים נמשכים זה לזה וחיוביים אם האטומים חופשיים להתרחק זה מזה. במרחק שיווי המשקל, האנרגיה הפוטנציאלית בין האטום היא בערכה הנמוך ביותר (כלומר השלילי ביותר). זה נקרא אנרגיית הקשר של האטום המדובר.
איגרות חוב כימיות ואלקטרוניטיביות
מגוון סוגים של קשרים אטומיים מפלפלים את הנוף של הכימיה המולקולרית. החשובים ביותר למטרות הנוכחיות הם קשרים יוניים וקשרים קוולנטיים.
התייחס לדיון הקודם בנושא אטומים הנוטים להדוף זה את זה מקרוב בעיקר בגלל האינטראקציה בין האלקטרונים שלהם. עוד צוין כי יונים טעונים באופן דומה דוחים זה את זה ולא משנה מה. עם זאת, אם לזוג יונים מטענים מנוגדים - כלומר, אם אטום אחד איבד אלקטרון כדי לקחת מטען של +1 בעוד שאחר אחר צבר אלקטרון כדי לקחת מטען של -1 - אז שני האטומים נמשכים מאוד חזק לכל אחד אחר. המטען הנקי על כל אטום מחסל את כל ההשפעות הדחות על האלקטרונים שלהם, והאטומים נוטים להתקשר. מכיוון שקשרים אלה הם בין יונים, הם נקראים קשרים יוניים. מלח שולחן, המורכב מנותר כלוריד (NaCl) ומקורו באטום נתרן טעון חיובי לאטום כלור טעון שלילי ליצירת מולקולה ניטרלית חשמלית, מדגים סוג זה של קשר.
איגרות חוב קוולנטיות נובעות מאותם עקרונות, אולם איגרות חוב אלה אינן חזקות בגלל נוכחותם של כוחות מתחרים מאוזנים מעט יותר. לדוגמא, מים (ח2O) יש שני קשרי מימן וחמצן קוולנטיים. הסיבה שקשרים אלה נוצרים היא בעיקר מכיוון שמסלולי האלקטרונים החיצוניים של האטומים "רוצים" למלא את עצמם במספר מסוים של אלקטרונים. מספר זה משתנה בין אלמנטים, ושיתוף אלקטרונים עם אטומים אחרים הוא דרך להשיג זאת גם כאשר זה אומר להתגבר על השפעות דוחה צנועות. מולקולות הכוללות קשרים קוולנטיים עשויות להיות קוטביות, כלומר שלמרות שהמטען נטו שלהן הוא אפס, חלקים של המולקולה נושאים מטען חיובי המאוזן על ידי מטענים שליליים במקומות אחרים.
ערכי אלקטרונטיביות והטבלה המחזורית
סולם פאולינג משמש כדי לקבוע עד כמה אלמנט אלקטרוני הוא אלמנט נתון. (סולם זה מקבל את שמו מהמדען זוכה פרס נובל ז"ל, לינוס פאולינג.) ככל שהערך גבוה יותר, כך האטום נלהב יותר הוא למשוך אליו אלקטרונים בתרחישים המלווים את עצמם לאפשרות של קשרים קוולנטים.
האלמנט בדירוג הגבוה ביותר בסולם זה הוא פלואור המוקצה לערך 4.0. הדירוג הנמוך ביותר הוא היסודות העמומים יחסית צזיום ופרנקיום, הנכנסים ל- 0.7. קשרים "לא אחידים" או קוטביים קוטביים מתרחשים בין אלמנטים עם הבדלים גדולים; במקרים אלה האלקטרונים המשותפים שוכנים קרוב יותר לאטום אחד מאשר לאחר. אם שני אטומים של יסוד קשורים זה לזה, כמו עם O2 מולקולה, ברור שהאטומים שווים ביחס ל אלקטרונגטיביות, והאלקטרונים שוכנים במידה שווה מכל גרעין. זהו קשר שאינו קוטבי.
המיקום של אלמנט בטבלה המחזורית מציע מידע כללי על האלקטרוניטיביות שלו. הערך של האלמנטיות אלקטרונית גדל משמאל לימין כמו גם מלמטה למעלה. מיקום פלואור בסמוך ימינה למעלה מבטיח את ערכו הגבוה.
עבודה נוספת: אטומי שטח
כמו בפיזיקה האטומית בכלל, הרבה ממה שידוע על התנהגות האלקטרונים וקשירת הקשר הוא, אף שהוא מבוסס על ניסוי, בעיקרו תיאורטי ברמה של חלקיקים תת-אטומיים בודדים. ניסויים לאימות בדיוק מה עושים אלקטרונים בודדים הוא בעיה טכנית, כמו גם בידוד האטומים האישיים המכילים אלקטרונים אלה. בניסויים לבדיקת אלקטרוניות, הערכים נגזרים באופן מסורתי, מן ההכרח, מממוצע הערכים של אטומים רבים ומגוונים.
בשנת 2017 החוקרים הצליחו להשתמש בטכניקה הנקראת מיקרוסקופיית כוח אלקטרוני כדי לבחון אטומים בודדים על פני הסיליקון ולמדוד את ערכי האלקטרוניטיביות שלהם. הם עשו זאת על ידי הערכת התנהגות הקשר של סיליקון עם חמצן כאשר שני היסודות הוצבו במרחקים שונים זה מזה. ככל שהטכנולוגיה תמשיך להשתפר בפיזיקה, הידע האנושי אודות אלקטרונטיביות יפרח עוד יותר.