הסבר למושג אלקטרוניטיביות

אלקטרונטיביות היא מושג בכימיה מולקולרית המתאר את יכולתו של האטום למשוך אליו אלקטרונים. ככל שהערך המספרי של האלקטרואנגטיביות של אטום מסוים גבוה יותר, כך הוא שואב בעוצמה רבה יותר אלקטרונים טעונים שלילית כלפי גרעין הפרוטונים הטעון החיובי שלו (למעט מימן) נויטרונים.

מכיוון שהאטומים אינם קיימים בבידוד אלא יוצרים תרכובות מולקולריות על ידי שילוב עם אחרים האטומים, המושג אלקטרונטיביות חשוב מכיוון שהוא קובע את אופי הקשרים בין אטומים. אטומים מצטרפים לאטומים אחרים באמצעות תהליך של שיתוף אלקטרונים, אך ניתן לראות בכך יותר משחק של משיכת משיכה שאינו נפתר: האטומים נשארים קשורים יחד מכיוון שלמרות שאף אטום לא "זוכה", המשיכה ההדדית המהותית שלהם שומרת על התקרבות אלקטרונים משותפים סביב נקודה מוגדרת למדי בין אוֹתָם.

אטומים מורכבים מפרוטונים ונויטרונים, המהווים את מרכז האטום או גרעיןם, ואלקטרונים, אשר "מקיפים" את הגרעין כמו כוכבי לכת זעירים מאוד או שביטים המסתחררים במהירות מטורפת סביב א שמש זעירה. פרוטון נושא מטען חיובי של 1.6 x 10^-19 coulombs, או C, ואילו אלקטרונים נושאים מטען שלילי באותו גודל. באטומים יש בדרך כלל אותו מספר של פרוטונים ואלקטרונים, מה שהופך אותם לניטראליים מבחינה חשמלית. אטומים בדרך כלל כוללים בערך אותו מספר של פרוטונים ונייטרונים.

סוג או סוג אטום מסוים, הנקרא יסוד, מוגדר על ידי מספר הפרוטונים שיש בו, הנקרא המספר האטומי של אותו יסוד. למימן, עם מספר אטומי 1, יש פרוטון אחד; אורניום, שיש לו 92 פרוטונים, הוא מספר 92 בהתאמה בטבלה המחזורית של היסודות (עיין במשאבים לדוגמא לטבלה מחזורית אינטראקטיבית).

כאשר אטום עובר שינוי במספר הפרוטונים שלו, זה כבר לא אותו יסוד. כאשר אטום צובר או מאבד נויטרונים, לעומת זאת, הוא נשאר אותו יסוד אך הוא אִיזוֹטוֹפּ של הצורה המקורית, הכי יציבה כימית. כאשר אטומים צוברים או מאבדים אלקטרונים אך אחרת נשארים זהים, זה נקרא יוֹן.

אלקטרונים, הנמצאים בקצוות הפיזיים של סידורים מיקרוסקופיים אלה, הם מרכיבי האטומים המשתתפים בקשר עם אטומים אחרים.

העובדה כי גרעיני האטומים טעונים באופן חיובי בזמן שהאלקטרונים שמטפלים סביבם השוליים הפיזיים של האטום טעונים שלילית קובעים את האופן שבו אטומים בודדים מתקשרים עם אחד אַחֵר. כששני אטומים קרובים מאוד זה לזה, הם דוחים זה את זה ולא משנה איזה אלמנטים הם מייצגים, כי האלקטרונים שלהם "נתקלים" זה בזה קודם, ומטענים שליליים דוחפים נגד שלילי אחר חיובים. הגרעינים שלהם בהתאמה, אמנם אינם קרובים זה לזה כמו האלקטרונים שלהם, אך דוחים זה את זה. אולם כאשר אטומים נמצאים במרחק מספיק זה מזה, הם נוטים למשוך זה את זה. (יונים, כפי שתראו בקרוב, הם יוצאים מן הכלל; שני יונים טעונים חיובי תמיד ידחו זה את זה, וזהו לזוגות יונים טעונים שלילית.) מרחק שיווי המשקל, כוחות האטרקטיביות והדוחה מאזנים, והאטומים יישארו במרחק זה זה מזה אלא אם כן הם מופרעים כוחות.

האנרגיה הפוטנציאלית בזוג אטומים מוגדרת כשלילית אם האטומים נמשכים זה לזה וחיוביים אם האטומים חופשיים להתרחק אחד מהשני. במרחק שיווי המשקל, האנרגיה הפוטנציאלית בין האטום היא בערך הנמוך ביותר (כלומר, השלילי ביותר). זה נקרא אנרגיית הקשר של האטום המדובר.

מגוון סוגים של קשרים אטומיים מפלפלים את הנוף של הכימיה המולקולרית. החשוב ביותר למטרות הנוכחיות הוא קשרים יוניים וקשרים קוולנטיים.

עיין בדיון הקודם אודות אטומים הנוטים להדוף זה את זה מקרוב בעיקר בגלל האינטראקציה בין האלקטרונים שלהם. עוד צוין כי יונים טעונים באופן דומה דוחים זה את זה ויהי מה. אם לזוג יונים יש מטענים מנוגדים, לעומת זאת - כלומר אם אטום אחד איבד אלקטרון כדי להניח מטען של +1 בעוד שאחר צבר אלקטרון שיניח מטען של -1 - אז שני האטומים נמשכים מאוד לכל אחד מהם אַחֵר. המטען הנקי על כל אטום מוחק את כל ההשפעות הדוחות שיש לאלקטרונים שלהם, והאטומים נוטים להיקשר. מכיוון שקשרים אלה הם בין היונים, הם נקראים קשרים יוניים. מלח שולחן, המורכב מנתרן כלורי (NaCl) ונובע מקשר אטום נתרן טעון חיובי לאטום כלור טעון שלילי כדי ליצור מולקולה ניטרלית חשמלית, מדגים סוג זה של אגרת חוב.

קשרים קוולנטיים נובעים מאותם עקרונות, אך קשרים אלה אינם חזקים כל כך בגלל הימצאותם של כוחות מתחרים מאוזנים יותר. לדוגמא, מים (H₂O) יש שני קשרי מימן-חמצן קוולנטיים. הסיבה להיווצרות קשרים אלה 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 המשמעות היא התגברות על אפקטים דוחים צנועים. מולקולות הכוללות קשרים קוולנטיים עשויות להיות קוטביות, כלומר למרות שהמטען הנקי שלהן הוא אפס, חלקים של המולקולה נושאים מטען חיובי המאוזן על ידי מטענים שליליים במקומות אחרים.

סולם פאולינג משמש לקביעת מידת היסודות האלקטרוניים של אלמנט נתון. (סולם זה לוקח את שמו מהמדען זוכה פרס נובל לינוס פאולינג ז"ל.) ככל שהערך גבוה יותר, כך יותר להוט אטום הוא למשוך אלקטרונים לעבר עצמו בתרחישים המעניקים את עצמם לאפשרות של קוולנטיות קשר.

האלמנט הכי גבוה בסולם זה הוא פלואור, שמוקצה לו ערך 4.0. הדרגים הנמוכים ביותר הם יחסית יסודות סתומים ופרנציום סתומים, אשר מבצעים צ'ק-אין ב -0.7. קשרים קוולנטיים "לא אחידים" או קוטביים מתרחשים בין אלמנטים עם גדול הבדלים; במקרים אלה, האלקטרונים המשותפים קרובים יותר לאטום אחד מאשר לאחר. אם שני אטומים של יסוד נקשרים זה לזה, כמו עם O₂ מולקולה, האטומים הם שווים כמובן באלקטרונינגטיביות, והאלקטרונים רחוקים באותה מידה מכל גרעין. זהו קשר לא קוטבי.

מיקומו של אלמנט בטבלה המחזורית מציע מידע כללי על חיובי האלקטרוני. ערך האלקטרו-שלילי של האלמנטים עולה משמאל לימין וכן מלמטה למעלה. המיקום של פלואורין ליד ימין למעלה מבטיח את ערכו הגבוה.

כמו בפיזיקה אטומית באופן כללי, הרבה מהידוע על התנהגות אלקטרונים וקשר הוא, בעוד שהוא מבוסס בניסוי, אך תיאורטי ברובו ברמת תת-אטומית אינדיבידואלית חלקיקים. ניסויים לאימות מה בדיוק האלקטרונים עושים הם בעיה טכנית, כמו גם בידוד האטומים הבודדים המכילים אותם אלקטרונים. בניסויים לבדיקת אלקטרגטיביות, הערכים נגזרו באופן מסורתי מכורח הצורך בממוצע ערכים של הרבה מאוד אטומים בודדים.

בשנת 2017 הצליחו החוקרים להשתמש בטכניקה הנקראת מיקרוסקופית כוח אלקטרונית כדי לבחון אטומים בודדים על פני הסיליקון ולמדוד את ערכי האלקטרואנגטיביות שלהם. הם עשו זאת על ידי הערכת התנהגות הקשר של סיליקון עם חמצן כאשר שני היסודות הונחו במרחקים שונים זה מזה. ככל שהטכנולוגיה ממשיכה להשתפר בפיזיקה, הידע האנושי על אלקטרונגטיביות ישגשג עוד יותר.