Inhoud
- Structuur van het Atoom
- Grondbeginselen van chemische verbindingen
- Chemische bindingen en elektronegativiteit
- Elektronegativiteitswaarden en het periodiek systeem
- Verder werk: oppervlakte-atomen
Elektronegativiteit is een concept in de moleculaire chemie dat het vermogen van atomen beschrijft om elektronen naar zich toe te trekken. Hoe hoger de numerieke waarde van de elektronegativiteit van een gegeven atoom, des te krachtiger het trekt negatief geladen elektronen naar zijn positief geladen kern van protonen en (behalve waterstof) neutronen.
Omdat atomen niet geïsoleerd bestaan en in plaats daarvan moleculaire verbindingen vormen door te combineren met andere atomen, is het concept van elektronegativiteit belangrijk omdat het de aard van bindingen tussen atomen bepaalt. Atomen sluiten zich aan bij andere atomen door een proces van het delen van elektronen, maar dit kan echt meer worden gezien als een niet-oplosbaar spel van touwtrekken: de atomen blijven aan elkaar gebonden omdat, terwijl geen van beide atomen 'wint', hun essentiële wederzijdse aantrekkingskracht laat hun gedeelde elektronen inzoomen op een redelijk goed gedefinieerd punt ertussen.
Structuur van het Atoom
Atomen bestaan uit protonen en neutronen, die het centrum of de kern van de atomen vormen, en elektronen, die de kern "in een baan" houden, zoals heel kleine planeten of kometen die met dwaze snelheden rond een minuscule zon wervelen. Een proton draagt een positieve lading van 1,6 x 10-19 coulombs, of C, terwijl een elektronen een negatieve lading van dezelfde grootte draagt. Atomen hebben meestal hetzelfde aantal protonen en elektronen, waardoor ze elektrisch neutraal zijn. Atomen hebben normaal ongeveer hetzelfde aantal protonen en neutronen.
Een bepaald type of variëteit van atomen, een element genoemd, wordt gedefinieerd door het aantal protonen dat het heeft, het atoomnummer van dat element genoemd.Waterstof, met een atoomnummer van 1, heeft één proton; uranium, dat 92 protonen heeft, is dienovereenkomstig nummer 92 op het periodiek systeem der elementen (zie de bronnen voor een voorbeeld van een interactief periodiek systeem).
Wanneer een atoom een verandering in zijn aantal protonen ondergaat, is het niet langer hetzelfde element. Wanneer een atoom neutronen wint of verliest, blijft het daarentegen hetzelfde element, maar is het een isotoop van de originele, chemisch meest stabiele vorm. Wanneer een atoom elektronen verwerft of verliest maar anders hetzelfde blijft, wordt het een genoemd ion.
Elektronen bevinden zich aan de fysieke randen van deze microscopische arrangementen en zijn de componenten van atomen die deelnemen aan de binding met andere atomen.
Grondbeginselen van chemische verbindingen
Het feit dat de atoomkernen positief geladen zijn, terwijl de elektronen die rond de fysieke randen van de atomen ronddraaien negatief geladen zijn, bepaalt de manier waarop afzonderlijke atomen met elkaar omgaan. Wanneer twee atomen heel dicht bij elkaar staan, stoten ze elkaar af, ongeacht welke elementen ze vertegenwoordigen, omdat hun respectieve elektronen elkaar eerst "ontmoeten" en negatieve ladingen tegen andere negatieve ladingen duwen. Hun respectieve kernen, hoewel niet zo dicht bij elkaar als hun elektronen, stoten elkaar ook af. Wanneer atomen zich op voldoende afstand van elkaar bevinden, hebben ze de neiging elkaar aan te trekken. (Ionen, zoals je snel zult zien, zijn een uitzondering; twee positief geladen ionen zullen elkaar altijd afstoten, en idem voor negatief geladen ionenparen.) Dit impliceert dat op een bepaalde evenwichtsafstand de aantrekkelijke en afstotende krachten in evenwicht zijn, en de atomen op deze afstand van elkaar blijven tenzij gestoord door andere krachten.
De potentiële energie in een atoom-atoompaar wordt gedefinieerd als negatief als de atomen tot elkaar worden aangetrokken en positief als de atomen vrij zijn om van elkaar weg te bewegen. Op de evenwichtsafstand is de potentiële energie tussen het atoom op zijn laagste (d.w.z. meest negatieve) waarde. Dit wordt de bindingsenergie van het betreffende atoom genoemd.
Chemische bindingen en elektronegativiteit
Verschillende soorten atoombindingen vormen het landschap van de moleculaire chemie. De belangrijkste voor huidige doeleinden zijn ionische bindingen en covalente bindingen.
Raadpleeg de vorige discussie over atomen die elkaar van dichtbij afstoten, voornamelijk vanwege de interactie tussen hun elektronen. Er werd ook opgemerkt dat op dezelfde manier geladen ionen elkaar afstoten, wat er ook gebeurt. Als een paar ionen echter tegengestelde ladingen hebben - dat wil zeggen, als een atoom een elektron heeft verloren om lading van +1 te nemen, terwijl een ander een elektron heeft gekregen om lading van -1 te nemen - dan worden de twee atomen zeer sterk aangetrokken tot elk andere. De netto lading op elk atoom vernietigt welke afstotende effecten hun elektronen zouden kunnen hebben, en de atomen hebben de neiging om te binden. Omdat deze bindingen zich tussen ionen bevinden, worden ze ionische bindingen genoemd. Tafelzout, bestaande uit natriumchloride (NaCl) en resulterend uit een positief geladen natriumatoombinding aan een negatief geladen chlooratoom om een elektrisch neutraal molecuul te vormen, is een voorbeeld van dit type binding.
Covalente obligaties komen voort uit dezelfde principes, maar deze obligaties zijn niet zo sterk vanwege de aanwezigheid van ietwat meer gebalanceerde concurrerende krachten. Bijvoorbeeld water (H2O) heeft twee covalente waterstof-zuurstofbindingen. De reden dat deze bindingen worden gevormd, is vooral omdat de buitenste elektronenbanen van de atomen zichzelf willen "vullen" met een bepaald aantal elektronen. Dat aantal varieert tussen elementen en het delen van elektronen met andere atomen is een manier om dit te bereiken, zelfs als het betekent het overwinnen van bescheiden afstotende effecten. Moleculen die covalente bindingen bevatten, kunnen polair zijn, wat betekent dat hoewel hun netto lading nul is, delen van het molecuul een positieve lading dragen die elders wordt gecompenseerd door negatieve ladingen.
Elektronegativiteitswaarden en het periodiek systeem
De Pauling-schaal wordt gebruikt om te bepalen hoe electronegatief een bepaald element is. (Deze schaal ontleent zijn naam aan wijlen Nobelprijswinnende wetenschapper Linus Pauling.) Hoe hoger de waarde, des te enthousiaster een atoom is om elektronen naar zich toe te trekken in scenario's die zich lenen voor de mogelijkheid van covalente binding.
Het element met de hoogste rangorde op deze schaal is fluor, waaraan een waarde van 4,0 wordt toegekend. De laagste scores zijn de relatief obscure elementen cesium en francium, die inchecken bij 0,7. "Ongelijke" of polaire, covalente bindingen treden op tussen elementen met grote verschillen; in deze gevallen liggen de gedeelde elektronen dichter bij het ene atoom dan bij het andere. Als twee atomen van een element aan elkaar binden, zoals bij een O2 molecuul, de atomen zijn duidelijk gelijk in elektronegativiteit, en de elektronen liggen even ver van elke kern. Dit is een niet-polaire band.
De positie van een element op het periodiek systeem biedt algemene informatie over zijn elektronegativiteit. De waarde van de elektronegativiteit van de elementen stijgt van links naar rechts en van onder naar boven. De positie van fluor in de rechterbovenhoek zorgt voor een hoge waarde.
Verder werk: oppervlakte-atomen
Net als bij atomaire fysica in het algemeen, is veel van wat bekend is over het gedrag van elektronen en binding, hoewel experimenteel vastgesteld, grotendeels theoretisch op het niveau van individuele subatomaire deeltjes. Experimenten om precies te verifiëren wat individuele elektronen doen, is een technisch probleem, net als het isoleren van de individuele atomen die die elektronen bevatten. In experimenten om elektronegativiteit te testen, zijn de waarden traditioneel afgeleid van, noodzakelijkerwijs, het gemiddelde van de waarden van een groot aantal individuele atomen.
In 2017 konden onderzoekers een techniek genaamd elektronische krachtmicroscopie gebruiken om individuele atomen op het oppervlak van silicium te onderzoeken en hun elektronegativiteitswaarden te meten. Ze deden dit door het bindingsgedrag van silicium met zuurstof te beoordelen wanneer de twee elementen op verschillende afstanden van elkaar werden geplaatst. Naarmate de technologie in de natuurkunde blijft verbeteren, zal de menselijke kennis over elektronegativiteit verder floreren.