Verklaring van het concept van elektronegativiteit

Elektronegativiteit is een concept in de moleculaire chemie dat het vermogen van een atoom beschrijft om elektronen naar zich toe te trekken. Hoe hoger de numerieke waarde van de elektronegativiteit van een bepaald atoom, hoe krachtiger het tekent draw negatief geladen elektronen naar de positief geladen kern van protonen en (behalve waterstof) neutronen.

Omdat atomen niet geïsoleerd bestaan ​​en in plaats daarvan moleculaire verbindingen vormen door ze te combineren met andere atomen, is het concept van elektronegativiteit belangrijk omdat het de aard van bindingen tussen bepaalt atomen. Atomen verbinden zich met andere atomen via een proces waarbij elektronen worden gedeeld, maar dit kan eigenlijk meer worden gezien als een niet-oplosbaar touwtrekken: de atomen blijven verbonden omdat, hoewel geen van beide atomen "wint", hun essentiële wederzijdse aantrekkingskracht ervoor zorgt dat hun gedeelde elektronen rond een redelijk goed gedefinieerd punt tussen hen.

Atomen bestaan ​​uit protonen en neutronen, die het centrum of de kern van de atomen vormen, en elektronen, die rond de kern "cirkelen" als zeer kleine planeten of kometen die met waanzinnige snelheden rond a. wervelen minuscule zon. Een proton heeft een positieve lading van 1,6 x 10

Een bepaald type of variëteit van atomen, een element genoemd, wordt gedefinieerd door het aantal protonen dat het heeft, het atoomnummer van dat element. Waterstof, met atoomnummer 1, heeft één proton; uranium, dat 92 protonen heeft, is overeenkomstig nummer 92 in 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 daarentegen neutronen wint of verliest, blijft het hetzelfde element, maar is het een isotoop van de oorspronkelijke, chemisch meest stabiele vorm. Wanneer een atoom elektronen wint of verliest, maar verder hetzelfde blijft, wordt het een genoemd ion.

Elektronen, die zich aan de fysieke randen van deze microscopische rangschikkingen bevinden, zijn de componenten van atomen die deelnemen aan binding met andere atomen.

Het feit dat de kernen van atomen positief geladen zijn terwijl de elektronen op de de fysieke randen van een atoom negatief geladen zijn, bepaalt de manier waarop individuele atomen met elkaar omgaan een ander. Als twee atomen heel dicht bij elkaar staan, stoten ze elkaar af, ongeacht de elementen die ze vertegenwoordigen, omdat hun respectievelijke elektronen "ontmoeten" elkaar eerst, en negatieve ladingen duwen tegen andere negatieve kosten. Hun respectieve kernen, hoewel niet zo dicht bij elkaar als hun elektronen, stoten elkaar ook af. Wanneer atomen echter voldoende ver van elkaar verwijderd zijn, hebben ze de neiging elkaar aan te trekken. (Ionen zijn, zoals je snel zult zien, een uitzondering; twee positief geladen ionen zullen elkaar altijd afstoten, en dit geldt ook voor negatief geladen ionenparen.) Dit houdt in dat op een bepaald moment evenwichtsafstand, de aantrekkende en afstotende krachten balanceren, en de atomen zullen op deze afstand van elkaar blijven tenzij verstoord 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 van elkaar kunnen bewegen. Op de evenwichtsafstand is de potentiële energie tussen het atoom de laagste (d.w.z. meest negatieve) waarde. Dit wordt de bindingsenergie van het betreffende atoom genoemd.

Een verscheidenheid aan soorten atomaire bindingen doorkruist het landschap van de moleculaire chemie. De belangrijkste voor de huidige doeleinden zijn ionische bindingen en covalente bindingen.

Raadpleeg de vorige discussie over atomen die de neiging hebben elkaar van dichtbij af te stoten, voornamelijk vanwege de interactie tussen hun elektronen. Er werd ook opgemerkt dat vergelijkbaar geladen ionen elkaar hoe dan ook afstoten. Als een paar ionen echter tegengestelde ladingen heeft, dat wil zeggen, als een atoom een ​​elektron heeft verloren om een ​​lading van +1 aan te nemen terwijl een ander een elektron heeft gekregen om de lading van -1 aan te nemen - dan worden de twee atomen heel sterk door elkaar aangetrokken andere. De nettolading op elk atoom vernietigt alle afstotende effecten die hun elektronen kunnen hebben, en de atomen hebben de neiging zich te binden. Omdat deze bindingen tussen ionen zijn, worden ze ionische bindingen genoemd. Tafelzout, bestaande uit natriumchloride (NaCl) en ontstaan ​​door een positief geladen natriumatoombinding naar een negatief geladen chlooratoom om een ​​elektrisch neutraal molecuul te creëren, is een voorbeeld van dit type band.

Covalente bindingen komen voort uit dezelfde principes, maar deze bindingen zijn niet zo sterk vanwege de aanwezigheid van iets meer gebalanceerde concurrerende krachten. Bijvoorbeeld water (H₂O) heeft twee covalente waterstof-zuurstofbindingen. De reden dat deze bindingen zich vormen is voornamelijk 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 dat je bescheiden afstotende effecten moet overwinnen. 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 gecompenseerd wordt door negatieve ladingen elders.

De Pauling-schaal wordt gebruikt om te bepalen hoe elektronegatief een bepaald element is. (Deze schaal dankt zijn naam aan wijlen de Nobelprijswinnaar Linus Pauling.) Hoe hoger de waarde, hoe meer gretig een atoom is om elektronen naar zich toe te trekken in scenario's die zich lenen voor de mogelijkheid van covalente binding.

Het hoogste element op deze schaal is fluor, dat een waarde van 4,0 krijgt. De laagst gerangschikte zijn de relatief obscure elementen cesium en francium, die inchecken op 0,7. "Ongelijke" of polaire, covalente bindingen komen voor 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 binding.

De positie van een element op het periodiek systeem biedt algemene informatie over zijn elektronegativiteit. De waarde van de elektronegativiteit van de elementen neemt zowel van links naar rechts als van onder naar boven toe. De positie van Fluor in de buurt van de rechterbovenhoek zorgt voor zijn hoge waarde.

Net als bij atoomfysica in het algemeen, is veel van wat bekend is over het gedrag van elektronen en binding bond is, hoewel experimenteel vastgesteld, grotendeels theoretisch op het niveau van individuele subatomaire deeltjes. Experimenten om te verifiëren wat individuele elektronen precies 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 middelen van de waarden van een groot aantal individuele atomen.

In 2017 konden onderzoekers een techniek gebruiken die elektronische krachtmicroscopie wordt genoemd 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.