Mikä on diatominen alkuaine?

Mitä ovat kaksiatomiset alkuaineet

Diatomisilla alkuaineilla oli tärkeä rooli alkuaineen, atomin ja molekyylin käsitteiden selvittämisessä 1800-luvulla, sillä jotkin yleisimmistä alkuaineista, kuten vety, happi ja typpi, esiintyvät kaksiatomisina molekyyleinä. John Daltonin alkuperäisessä atomihypoteesissa oletettiin, että kaikki alkuaineet olivat yksiatomisia ja että yhdisteiden atomeilla olisi yleensä yksinkertaisin atomisuhde toisiinsa nähden. Dalton esimerkiksi oletti veden kaavan olevan HO, jolloin hapen atomipainoksi saatiin kahdeksan kertaa vedyn atomipaino sen sijaan, että se olisi nykyisin ollut noin 16. Tämän seurauksena atomipainoista ja molekyylien kaavoista vallitsi sekaannus noin puolen vuosisadan ajan.

Jo vuonna 1805 Gay-Lussac ja von Humboldt osoittivat, että vesi muodostuu kahdesta tilavuudesta vetyä ja yhdestä tilavuudesta happea, ja vuoteen 1811 mennessä Amedeo Avogadro oli päässyt oikeaan tulkintaan veden koostumuksesta, joka perustui siihen, mitä nykyään nimitetään Avogadron laiksi, ja oletukseen, että kyseessä ovat kaksiatomiset alkuaineiden molekyylit. Nämä tulokset jätettiin kuitenkin enimmäkseen huomiotta vuoteen 1860 asti, mikä johtui osittain siitä, että uskottiin, että yhden alkuaineen atomeilla ei olisi mitään kemiallista affiniteettia saman alkuaineen atomeihin, ja osittain myös Avogadron lain ilmeisistä poikkeuksista, jotka selitettiin vasta myöhemmin dissosioituvilla molekyyleillä.

Karlsruhen kongressissa vuonna 1860, jossa käsiteltiin atomipainoja, Cannizzaro herätti uudelleen henkiin Avogadron ajatukset ja käytti niitä tuottaakseen johdonmukaisen taulukon atomipainoista, jotka pääosin sopivat yhteen nykyaikaisen arvon kanssa. Nämä painot olivat tärkeä edellytys sille, että Dmitri Mendelejev ja Lothar Meyer löysivät jaksollisen lain.

Diatomiset alkuaineet -luettelo

Diaatominen alkuaine on kahdesta atomista koostuva alkuaineen molekyyli. Se on yksi homonukleaarisen kaksiatomisen molekyylin muoto. Kaksiatomisia alkuaineita on yhteensä vain 7 kappaletta ja vakiolämpötilassa ja -paineessa (STP) vain 5 kappaletta.

Seuraavat 5 alkuainekaasua esiintyvät kaksiatomisina molekyyleinä huoneenlämmössä ja -paineessa:

• Vety – H2
• Typpi – N2
• Happi – O2
• Fluori – F2
• Kloori – Cl2

Bromi ja jodi esiintyvät yleisesti nestemäisinä, mutta hieman korkeammissa lämpötiloissa ne esiintyvät myös hiukan korkeammissa lämpötiloissa myös kaksiatomisina kaasuina, jolloin kaksiatomisia alkuaineita on yhteensä 7.

• Bromi – Br2
• Jodi – I2

Miten muistaa kaksiatomiset alkuaineet

Helppo muistisääntö on: Astatiini on toinen halogeeni, mutta sen käyttäytymistä ei tunneta.

Mitä ovat kaksiatomiset alkuaineet

Diatomiset molekyylit ovat tavallisesti alimmassa eli perustilassaan, joka tunnetaan tavanomaisesti myös nimellä {\displaystyle X} tila. Kun kaksiatomisista molekyyleistä koostuvaa kaasua pommitetaan energeettisillä elektroneilla, osa molekyyleistä voi virittyä korkeampiin elektronitiloihin, kuten tapahtuu esimerkiksi luonnollisessa revontulessa, korkealla tapahtuvissa ydinräjähdyksissä ja rakettien elektronitykkikokeissa. Tällaista herätystä voi tapahtua myös silloin, kun kaasu absorboi valoa tai muuta sähkömagneettista säteilyä. Jännittyneet tilat ovat epästabiileja ja relaksoituvat luonnollisesti takaisin perustilaan. Erilaisilla lyhyillä aikaskaaloilla herätteen jälkeen (tyypillisesti sekunnin murto-osa tai joskus yli sekunti, jos herätetila on metastabiili) tapahtuu siirtymiä korkeammista elektronitiloista alempiin elektronitiloihin ja lopulta perustilaan, ja jokaisessa siirtymätuloksessa emittoituu fotoni. Tätä emissiota kutsutaan fluoresenssiksi. Peräkkäiset korkeammat elektroniset tilat nimetään tavanomaisesti {\displaystyle A}, {\displaystyle B}, {\displaystyle C} jne. (tätä käytäntöä ei kuitenkaan aina noudateta, ja joskus käytetään pieniä kirjaimia ja aakkosjärjestyksen ulkopuolisia kirjaimia, kuten alla olevassa esimerkissä). Heräte-energian on oltava suurempi tai yhtä suuri kuin elektronisen tilan energia, jotta heräte tapahtuisi.

Kvanttiteoriassa kaksiatomisen molekyylin elektroninen tila esitetään molekyylitermisymbolilla

{\displaystyle ^{2S+1}\Lambda (v)}

jossa {\displaystyle S} on elektronisen spinin kokonaiskvanttiluku, {\displaystyle \Lambda } on elektronisen kulmamomentin kokonaiskvanttiluku sisäydinakselin suuntaisesti ja {\displaystyle v} on värähtelykvanttiluku. {\displaystyle \Lambda } saa arvot 0, 1, 2, …, joita edustavat elektronisen tilan symbolit {\displaystyle \Sigma }, {\displaystyle \Pi }, {\displaystyle \Delta },….. Esimerkiksi seuraavassa taulukossa luetellaan kaksiatomisen typen (N2), joka on maapallon ilmakehän runsain kaasu, tavanomaiset elektronitilat (ilman värähtelykvanttilukuja) sekä alimman värähtelytason ({\displaystyle v=0}) energia. Taulukon ala- ja yläismerkit {\displaystyle \Lambda } jälkeen kertovat elektronitilan kvanttimekaanisia lisätietoja.

Kaikki kaksiatomiset alkuaineet

Jotain kysymyksessänne saa minut luulemaan, että viittaatte ”kaksiatomisiin homoydinmolekyyleihin”, eli -ei virallisesti- kaksiatomisiin alkuaineisiin.

Noh, jotkin alkuaineet ovat vakaampia yhdistettyinä samantyyppisten atomien kanssa kuin yksinään. Niinpä ne ”mieluummin” kiinnittyvät toiseen saman alkuaineen atomiin.

Yksittäiset atomit ovat varsin reaktiivisia epätäydellisten valenssikuoriensa ja vastaavien jalokaasujensa läheisyyden vuoksi. Voimme sanoa, että nämä atomit todella haluavat täydentää kuorensa ja se näkyy niiden korkeana elektronegatiivisuutena.

Miksi? Se on vain luonnon tapa toimia. Mutta koska me tiedemiehet inhoamme empiirisiä vastauksia, annan sinulle lisätietoa, vaikka ne eivät olekaan mikään perimmäinen Miksi.

*Aluksi muistetaan, mitkä kaikista alkuaineista ovat, kuten sanot, kaksiatomisia:

Tosiasiassa nämä alkuaineet ovat kaksiatomisia AINOASTAAN silloin, kun ne ovat yksinäisinä, EIVÄT silloin, kun ne ovat kemiallisesti sidottuina johonkin muuhun atomiin. Kun vety on sitoutunut johonkin muuhun kuin itseensä, vetyjen lukumäärät riippuvat toisen atomin varauksesta.

Katsotaanpa esimerkkinä diohappea:

Klassisen Lewisin mallin yleisellä ”Octect-järjellä” selitettynä.

Happiatomilla on 6 valenssielektronia(epätäydellinen oktetti), joten sillä on taipumus reagoida muiden atomien kanssa täyttääkseen uloimmat kuorensa. Se on siis epästabiili.

Happimolekyylistä on tullut stabiili, koska happimolekyylin molemmat atomit saavuttavat täydellisen oktetin jakamalla elektroneja.