Forklaring av begrepet elektronegativitet

Elektronegativitet er et begrep innen molekylær kjemi som beskriver et atoms evne til å tiltrekke elektroner til seg selv. Jo høyere den numeriske verdien av et gitt atoms elektronegativitet, desto kraftigere trekker det negativt ladede elektroner mot sin positivt ladede kjerne av protoner og (unntatt hydrogen) nøytroner.

Fordi atomer ikke eksisterer isolert og i stedet danner molekylære forbindelser ved å kombinere dem med andre atomer, er begrepet elektronegativitet viktig fordi det bestemmer arten av bindinger mellom atomer. Atomer slutter seg til andre atomer gjennom en deling av elektroner, men dette kan virkelig sees mer på som et ikke-oppløselig dragkamp: Atomer holder seg bundet sammen fordi, mens ingen av atomene "vinner", holder deres essensielle gjensidige tiltrekning at deres delte elektroner zoomer rundt et ganske veldefinert punkt mellom dem.

Atomer består av protoner og nøytroner, som utgjør sentrum eller kjernen til atomene, og elektroner, som "kretser" om kjernen i stedet for veldig små planeter eller kometer som virvler med galskapshastigheter rundt en liten sol. En proton har en positiv ladning på 1,6 x 10

En bestemt type eller utvalg av atom, kalt et element, er definert av antall protoner det har, kalt atomnummeret til det elementet. Hydrogen, med atomnummer 1, har ett proton; uran, som har 92 protoner, er tilsvarende nummer 92 i elementets periodiske system (se ressursene for et eksempel på en interaktiv periodisk tabell).

Når et atom gjennomgår en endring i antall protoner, er det ikke lenger det samme elementet. Når et atom får eller mister nøytroner, derimot, forblir det det samme elementet, men er et isotop av den opprinnelige, mest kjemisk stabile formen. Når et atom vinner eller mister elektroner, men ellers forblir det samme, kalles det et ion.

Elektroner, som befinner seg på de fysiske kantene av disse mikroskopiske arrangementene, er komponentene til atomer som deltar i binding med andre atomer.

Det faktum at atomkjernene er positivt ladet mens elektronene bryr seg om på atoms fysiske frynser er negativt ladet, bestemmer måten individuelle atomer samhandler med en en annen. Når to atomer er veldig nær hverandre, frastøter de hverandre uansett hvilke elementer de representerer, fordi deres respektive elektroner "møter" hverandre først, og negative ladninger skyver mot andre negative kostnader. Deres respektive kjerner, selv om de ikke er så tett sammen som elektronene, frastøter også hverandre. Når atomer er tilstrekkelig avstand fra hverandre, har de imidlertid en tendens til å tiltrekke seg hverandre. (Ioner, som du snart vil se, er et unntak; to positivt ladede ioner vil alltid frastøte hverandre, og ditto for negativt ladede ionepar.) Dette innebærer at det ved en viss likevektsavstand, de attraktive og frastøtende kreftene balanserer, og atomene vil forbli på denne avstanden fra hverandre med mindre de blir forstyrret av andre krefter.

Den potensielle energien i et atom-atompar er definert som negativ hvis atomene tiltrekkes av hverandre og positive hvis atomer er fri til å bevege seg bort fra hverandre. Ved likevektsavstanden er den potensielle energien mellom atomet på den laveste (dvs. den mest negative) verdien. Dette kalles bindingsenergien til det aktuelle atomet.

En rekke typer atombindinger piper landskapet i molekylær kjemi. Det viktigste for nåværende formål er ioniske bindinger og kovalente bindinger.

Henvis til forrige diskusjon om atomer som har en tendens til å frastøte hverandre på nært hold på grunn av samspillet mellom elektronene deres. Det ble også bemerket at tilsvarende ladede ioner frastøter hverandre uansett hva. Hvis et par ioner har motsatte ladninger, men - det vil si hvis et atom har mistet et elektron for å anta ladning på +1 mens en annen har fått et elektron for å anta ladning på -1 - så tiltrekkes de to atomene veldig sterkt for hver annen. Nettoladningen på hvert atom utsletter hvilke avstøtende effekter elektronene deres kan ha, og atomene har en tendens til å binde seg. Fordi disse bindingene er mellom ioner, kalles de ioniske bindinger. Bordsalt, bestående av natriumklorid (NaCl) og resulterende fra en positivt ladet natriumatombinding til et negativt ladet kloratom for å skape et elektrisk nøytralt molekyl, eksemplifiserer denne typen knytte bånd.

Kovalente bindinger skyldes de samme prinsippene, men disse bindingene er ikke like sterke på grunn av tilstedeværelsen av noe mer balanserte konkurrerende krefter. For eksempel vann (H₂O) har to kovalente hydrogen-oksygenbindinger. Årsaken til at disse bindingene dannes, er hovedsakelig fordi atomens ytre elektronbaner "vil" fylle seg med et visst antall elektroner. Det tallet varierer mellom elementene, og å dele elektroner med andre atomer er en måte å oppnå dette selv når det betyr å overvinne beskjedne avstøtende effekter. Molekyler som inkluderer kovalente bindinger kan være polære, noe som betyr at selv om nettoladingen er null, har deler av molekylet en positiv ladning som balanseres av negative ladninger andre steder.

Pauling-skalaen brukes til å bestemme hvor elektronegativt et gitt element er. (Denne skalaen tar navnet sitt fra den avdøde Nobelprisvinnende forskeren Linus Pauling.) Jo høyere verdi, jo mer ivrige etter et atom er å tiltrekke elektroner mot seg selv i scenarier som gir seg mulighet til kovalent liming.

Det høyest rangerte elementet på denne skalaen er fluor, som tildeles verdien 4,0. De lavest rangerte er relativt obskure elementer cesium og francium, som sjekker inn på 0,7. "Ujevne" eller polære, kovalente bindinger forekommer mellom store og store elementer forskjeller; i disse tilfellene ligger de delte elektronene nærmere det ene atomet enn det andre. Hvis to atomer av et element binder seg til hverandre, som med et O₂ molekyl, er atomene åpenbart like i elektronegativitet, og elektronene ligger like langt fra hver kjerne. Dette er et ikke-polært bånd.

Plasseringen til et element i det periodiske systemet gir generell informasjon om dets elektronegativitet. Verdien av elementenes elektronegativitet øker fra venstre til høyre så vel som fra bunn til topp. Fluorens posisjon nær øverst til høyre sikrer den høye verdien.

Som med atomfysikk generelt, mye av det som er kjent om elektroners oppførsel og binding er, mens eksperimentelt etablert, i stor grad teoretisk på nivå med individuell subatomær partikler. Eksperimenter for å verifisere nøyaktig hva individuelle elektroner gjør er et teknisk problem, som det å isolere de individuelle atomer som inneholder disse elektronene. I eksperimenter for å teste elektronegativitet har verdiene tradisjonelt blitt avledet fra, av nødvendighet, gjennomsnitt av verdiene til mange individuelle atomer.

I 2017 var forskere i stand til å bruke en teknikk kalt elektronisk kraftmikroskopi for å undersøke individuelle atomer på overflaten av silisium og måle deres elektronegativitetsverdier. De gjorde dette ved å vurdere båndadferden til silisium med oksygen når de to elementene ble plassert på forskjellige avstander fra hverandre. Etter hvert som teknologien fortsetter å forbedre seg i fysikk, vil menneskelig kunnskap om elektronegativitet blomstre ytterligere.