Πώς καθορίζει η διάταξη των εξωτερικών ηλεκτρονίων σε ένα άτομο πώς τα ομόλογα σε άλλους και σχηματίζουν υλικά;
1. Ηλεκτρόνια σθένους και χημική σύνδεση:
* Κανόνας οκτάδων: Τα άτομα τείνουν να κερδίζουν, να χάνουν ή να μοιράζονται ηλεκτρόνια για να επιτύχουν μια σταθερή διαμόρφωση με οκτώ ηλεκτρόνια σθένους, παρόμοια με τα ευγενή αέρια. Αυτό είναι γνωστό ως κανόνας οκτάδων.
* Ιονική σύνδεση: Τα άτομα με μεγάλη διαφορά στην ηλεκτροαρνητικότητα (τάση να προσελκύουν ηλεκτρόνια) μπορούν να σχηματίσουν ιοντικούς δεσμούς. Ένα άτομο χάνει ηλεκτρόνια (καθιστώντας θετικά φορτισμένο κατιόν) ενώ το άλλο κερδίζει ηλεκτρόνια (καθιστώντας αρνητικά φορτισμένο ανιόν). Η ηλεκτροστατική έλξη μεταξύ αυτών των αντίθετα φορτισμένων ιόντων τους κρατά μαζί.
* ομοιοπολική σύνδεση: Άτομα με παρόμοια ηλεκτροαρνητικά ηλεκτρόνια για την επίτευξη σταθερής διαμόρφωσης. Αυτή η κοινή χρήση δημιουργεί ομοιοπολικούς δεσμούς, όπου τα ηλεκτρόνια εντοπίζονται μεταξύ των ατόμων.
* Μεταλλική σύνδεση: Στα μέταλλα, τα ηλεκτρόνια σθένους απομακρύνονται και μπορούν να κινούνται ελεύθερα σε όλο το πλέγμα. Αυτό δημιουργεί μια "θάλασσα" ηλεκτρονίων που συγκρατεί τα μέταλλα άτομα μαζί.
2. Χημική δέσμευση και ιδιότητες υλικού:
* Ιδιότητες Τύπου και υλικού δεσμού: Ο τύπος συγκόλλησης επηρεάζει σημαντικά τις φυσικές και χημικές ιδιότητες ενός υλικού.
* Ιωνικές ενώσεις: Γενικά έχουν υψηλά σημεία τήξης, είναι εύθραυστα και διεξάγουν ηλεκτρική ενέργεια όταν διαλύονται ή τετηγμένα.
* ομοιοπολικές ενώσεις: Μπορεί να είναι στερεά, υγρά ή αέρια, με ποικίλα σημεία τήξης και ηλεκτρική αγωγιμότητα.
* Μεταλλικές ενώσεις: Συνήθως καλοί αγωγοί θερμότητας και ηλεκτρικής ενέργειας, εύπλινης και όλκιμου.
* Μοριακή γεωμετρία: Η διάταξη των ατόμων μέσα σε ένα μόριο (που καθορίζεται από τον αριθμό των ηλεκτρονίων σθένους και τον τρόπο με τον οποίο μοιράζονται) επηρεάζει το σχήμα και τις ιδιότητές του.
* πολικότητα: Τα μόρια μπορεί να είναι πολικά (ανομοιογενή κατανομή ηλεκτρονίων) ή μη πολική (ακόμη και κατανομή), επηρεάζοντας τις αλληλεπιδράσεις τους με άλλα μόρια.
* Διαμοριακές δυνάμεις: Τα αξιοθέατα μεταξύ των μορίων, όπως η συγκόλληση υδρογόνου, οι αλληλεπιδράσεις διπολικού-δίπολου και οι δυνάμεις διασποράς του Λονδίνου, επηρεάζουν το σημείο τήξης ενός υλικού, το σημείο βρασμού και τη διαλυτότητα.
3. Παραδείγματα:
* Χλωριούχο νάτριο (NaCl): Το νάτριο (Na) χάνει ένα ηλεκτρόνιο για να επιτύχει μια σταθερή διαμόρφωση, σχηματίζοντας ένα κατιόν Na+. Το χλώριο (CL) κερδίζει ένα ηλεκτρόνιο για να σχηματίσει ένα cl-ανιόν. Η ηλεκτροστατική έλξη μεταξύ αυτών των ιόντων σχηματίζει το χλωριούχο νάτριο ιοντικής ένωσης, το οποίο είναι ένα στερεό με υψηλό σημείο τήξης και είναι διαλυτό στο νερό.
* νερό (H2O): Το οξυγόνο (Ο) μοιράζεται δύο ηλεκτρόνια με κάθε άτομο υδρογόνου (Η), σχηματίζοντας ομοιοπολικούς δεσμούς. Το προκύπτον μόριο έχει ένα λυγισμένο σχήμα λόγω των μοναχικών ζευγών στο άτομο οξυγόνου. Το νερό είναι ένα υγρό με σχετικά υψηλό σημείο βρασμού λόγω της ισχυρής σύνδεσης υδρογόνου μεταξύ των μορίων.
* Χαλκός (Cu): Ο χαλκός έχει ένα ηλεκτρόνιο σθένους που είναι εύκολα απομακρυσμένο, σχηματίζοντας μεταλλικό δεσμό. Αυτό επιτρέπει στον χαλκό να είναι ένας καλός αγωγός θερμότητας και ηλεκτρικής ενέργειας και είναι εύπλαστο και όλκιμο.
Συνοπτικά:
Η διάταξη των εξωτερικών ηλεκτρονίων σε ένα άτομο υπαγορεύει τον τρόπο με τον οποίο αλληλεπιδρά με άλλα άτομα για να σχηματίσουν δεσμούς, καθορίζοντας τελικά τον τύπο του υλικού και τις ιδιότητές του. Η κατανόηση της διαμόρφωσης ηλεκτρονίων σθένους είναι το κλειδί για την κατανόηση της τεράστιας ποικιλομορφίας των υλικών που βρίσκονται στη φύση και των ιδιοτήτων που τις καθιστούν κατάλληλες για συγκεκριμένες εφαρμογές.
