Forklaring til begrebet elektronegativitet

Elektronegativitet er et begreb inden for molekylær kemi, der beskriver et atoms evne til at tiltrække elektroner til sig selv. Jo højere den numeriske værdi af et givet atoms elektronegativitet, desto kraftigere trækker det negativt ladede elektroner mod sin positivt ladede kerne af protoner og (undtagen hydrogen) neutroner.

Fordi atomer ikke findes isoleret og i stedet danner molekylære forbindelser ved at kombinere dem med andre atomer, er begrebet elektronegativitet vigtigt, fordi det bestemmer arten af ​​bindinger imellem atomer. Atomer slutter sig til andre atomer gennem en proces med deling af elektroner, men dette kan virkelig ses mere som et ikke-opløseligt trækkamp: Atomer forbliver bundet sammen fordi, mens ingen af ​​atomerne vinder, holder deres væsentlige gensidige tiltrækning deres delte elektroner zoomende omkring et ret veldefineret punkt mellem dem.

Atomer består af protoner og neutroner, som udgør centrum eller kernen af ​​atomerne, og elektroner, der "kredser" om kernen snarere som meget små planeter eller kometer, der hvirvler med galdehastigheder omkring en lille sol. En proton bærer en positiv ladning på 1,6 x 10

En bestemt type eller variation af atom, kaldet et element, defineres af antallet af protoner, det har, kaldet atomnummeret for det element. Brint med et atomnummer på 1 har en proton; uran, som har 92 protoner, er tilsvarende nummer 92 i elementernes periodiske system (se ressourcerne for et eksempel på en interaktiv periodisk tabel).

Når et atom gennemgår en ændring i antallet af protoner, er det ikke længere det samme element. Når et atom vinder eller mister neutroner, er det derimod det samme element, men er et isotop af den oprindelige, mest kemisk stabile form. Når et atomer vinder eller mister elektroner, men ellers forbliver det samme, kaldes det et ion.

Elektroner, der befinder sig på de fysiske kanter af disse mikroskopiske arrangementer, er komponenterne i atomer, der deltager i binding med andre atomer.

Det faktum, at atomernes kerner er positivt ladede, mens elektronerne plejer omkring på atoms fysiske frynser er negativt ladede bestemmer den måde, hvorpå individuelle atomer interagerer med en en anden. Når to atomer er meget tæt på hinanden, frastøder de hinanden uanset hvilke elementer de repræsenterer, fordi deres respektive elektroner "møder" hinanden først, og negative ladninger skubber mod andre negative afgifter. Selvom deres respektive kerner ikke er så tæt sammen som deres elektroner, afviser de hinanden også. Når atomer er en tilstrækkelig afstand fra hinanden, har de en tendens til at tiltrække hinanden. (Ioner, som du snart vil se, er en undtagelse; to positivt ladede ioner vil altid frastøde hinanden, og dito for negativt ladede ionpar.) Dette indebærer, at det ved en bestemt ligevægtsafstand, de attraktive og frastødende kræfter balancerer, og atomerne vil forblive på denne afstand fra hinanden, medmindre de forstyrres af andre kræfter.

Den potentielle energi i et atomatompar defineres som negativ, hvis atomerne tiltrækkes af hinanden og positive, hvis atomerne er frie til at bevæge sig væk fra hinanden. Ved ligevægtsafstanden er den potentielle energi mellem atomet ved den laveste (dvs. mest negative) værdi. Dette kaldes atomets bindingsenergi.

En række forskellige typer atombindinger peber landskabet i molekylær kemi. Det vigtigste til nuværende formål er ionbindinger og kovalente bindinger.

Se den foregående diskussion om atomer, der har tendens til at afvise hinanden tæt på grund af interaktionen mellem deres elektroner. Det blev også bemærket, at lignende ladede ioner frastøder hinanden uanset hvad. Hvis et par ioner har modsatte ladninger, dog - det vil sige, hvis et atom har mistet en elektron for at antage ladning på +1 mens en anden har fået en elektron til at antage ladning på -1 - så er de to atomer meget stærkt tiltrukket af hver Andet. Nettoladningen på hvert atom udsletter de afvisende effekter, deres elektroner måtte have, og atomer har tendens til at binde. Fordi disse bindinger er mellem ioner, kaldes de ioniske bindinger. Bordsalt bestående af natriumchlorid (NaCl) og resulterende fra en positivt ladet natriumatombinding til et negativt ladet kloratom for at skabe et elektrisk neutralt molekyle, eksemplificerer denne type bånd.

Kovalente bindinger skyldes de samme principper, men disse bindinger er ikke så stærke på grund af tilstedeværelsen af ​​noget mere afbalancerede konkurrerende kræfter. For eksempel vand (H₂O) har to kovalente hydrogen-oxygenbindinger. Årsagen til, at disse bindinger dannes, er hovedsageligt fordi atomernes ydre elektronbaner "ønsker" at fylde sig selv med et bestemt antal elektroner. Dette antal varierer mellem elementer, og deling af elektroner med andre atomer er en måde at opnå dette på, selv når det betyder at overvinde beskedne frastødende effekter. Molekyler, der inkluderer kovalente bindinger, kan være polære, hvilket betyder, at selvom deres nettoladning er nul, har dele af molekylet en positiv ladning, der er afbalanceret med negative ladninger andre steder.

Pauling-skalaen bruges til at bestemme, hvor elektronegativt et givet element er. (Denne skala tager sit navn fra den afdøde Nobelprisvindende videnskabsmand Linus Pauling.) Jo højere værdi, jo mere ivrige efter et atom er at tiltrække elektroner mod sig selv i scenarier, der egner sig til muligheden for kovalent binding.

Det højest rangerende element på denne skala er fluor, som tildeles en værdi på 4,0. De lavest rangerede er de relativt tilslørede grundstoffer cæsium og francium, som tjekker ind på 0,7. "Ujævn" eller polære, kovalente bindinger forekommer mellem elementer med store forskelle; i disse tilfælde ligger de delte elektroner tættere på det ene atom end på det andet. Hvis to atomer af et element binder sig til hinanden, som med et O₂ molekyle, er atomerne åbenbart ens i elektronegativitet, og elektronerne ligger lige langt fra hver kerne. Dette er en ikke-polær binding.

Placeringen af ​​et element i det periodiske system giver generel information om dets elektronegativitet. Værdien af ​​elementernes elektronegativitet stiger fra venstre mod højre såvel som fra bund til top. Fluor position nær øverste højre sikrer dens høje værdi.

Som med atomfysik generelt, meget af det, der er kendt om elektroners opførsel og binding er, mens eksperimentelt etableret, stort set teoretisk på niveau med individuel subatomær partikler. Eksperimenter til at verificere nøjagtigt, hvad de enkelte elektroner laver, er et teknisk problem, ligesom det er at isolere de enkelte atomer, der indeholder disse elektroner. I eksperimenter til at teste elektronegativitet er værdierne traditionelt afledt af nødvendigheden af ​​gennemsnit af værdierne for en lang række individuelle atomer.

I 2017 var forskere i stand til at bruge en teknik kaldet elektronisk kraftmikroskopi til at undersøge individuelle atomer på overfladen af ​​silicium og måle deres elektronegativitetsværdier. De gjorde dette ved at vurdere båndadfærden af ​​silicium med ilt, når de to elementer blev placeret i forskellige afstande fra hinanden. Da teknologien fortsætter med at forbedre sig i fysik, vil menneskelig viden om elektronegativitet blomstre yderligere.