Förklaring till begreppet elektronegativitet

Elektronegativitet är ett begrepp inom molekylär kemi som beskriver en atoms förmåga att locka elektroner till sig själv. Ju högre det numeriska värdet på en given atoms elektronegativitet, desto kraftfullare drar den negativt laddade elektroner mot dess positivt laddade protonkärna och (förutom väte) neutroner.

Eftersom atomer inte existerar isolerat och i stället bildar molekylära föreningar genom att kombinera med andra atomer är begreppet elektronegativitet viktigt eftersom det avgör arten av bindningar mellan atomer. Atomer ansluter sig till andra atomer genom en delning av elektroner, men detta kan verkligen ses mer som ett oupplösligt dragkamp: Atomerna förblir bundna tillsammans eftersom, trots att ingen atom "vinner", håller deras väsentliga ömsesidiga attraktion deras delade elektroner att zooma runt någon ganska väldefinierad punkt mellan dem.

Atomer består av protoner och neutroner, som utgör atomernas centrum eller kärna, och elektroner, som "kretsar" om kärnan snarare som mycket små planeter eller kometer som virvlar med galna hastigheter runt en liten sol. En proton har en positiv laddning på 1,6 x 10

En viss typ eller variation av atom, som kallas ett element, definieras av antalet protoner det har, kallat atomnummer för det elementet. Väte, med atomnummer 1, har en proton; uran, som har 92 protoner, är motsvarande nummer 92 i elementets periodiska system (se Resurserna för ett exempel på en interaktiv periodisk tabell).

När en atom genomgår en förändring i sitt antal protoner är det inte längre samma element. När en atom åstadkommer eller förlorar neutroner å andra sidan förblir den samma element men är en isotop av den ursprungliga, mest kemiskt stabila formen. När en atomer vinner eller tappar elektroner men annars förblir densamma kallas det en Jon.

Elektroner, som befinner sig på de fysiska kanterna av dessa mikroskopiska arrangemang, är komponenterna i atomer som deltar i bindning med andra atomer.

Det faktum att atomkärnorna är positivt laddade medan elektronerna bryr sig om Atoms fysiska fransar är negativt laddade bestämmer hur enskilda atomer interagerar med en annan. När två atomer är mycket nära varandra, stöter de från varandra oavsett vilka element de representerar, för deras respektive elektroner "möter" varandra först, och negativa laddningar skjuter mot andra negativa kostnader. Deras respektive kärnor, även om de inte är så nära varandra som deras elektroner, stöter också ut varandra. När atomer är tillräckligt långt ifrån varandra tenderar de dock att locka varandra. (Joner, som du snart kommer att se, är ett undantag; två positivt laddade joner kommer alltid att stöta bort varandra, och ditto för negativt laddade jonpar.) Detta innebär att vid en viss jämviktsavstånd, balanserar de attraktiva och avstötande krafterna, och atomerna kommer att förbli på detta avstånd om de inte störs av andra krafter.

Den potentiella energin i ett atom-atompar definieras som negativ om atomerna lockas till varandra och positiva om atomerna är fria att röra sig bort från varandra. Vid jämviktsavståndet är den potentiella energin mellan atomen vid sitt lägsta (dvs mest negativa) värde. Detta kallas atomens bindningsenergi i fråga.

En mängd olika typer av atombindningar peppar landskapet av molekylär kemi. Det viktigaste för nuvarande ändamål är jonbindningar och kovalenta bindningar.

Se den tidigare diskussionen om atomer som tenderar att stöta ut varandra på nära håll främst på grund av interaktionen mellan deras elektroner. Det noterades också att liknande laddade joner stöter varandra oavsett vad. Om ett par joner har motsatta laddningar, dock - det vill säga om en atom har tappat en elektron för att ta laddning på +1 medan en annan har fått en elektron som antar laddning -1 - då lockas de två atomerna mycket starkt till var och en Övrig. Nettoladdningen på varje atom utplånar de repellenteffekter som deras elektroner kan ha, och atomerna tenderar att binda. Eftersom dessa bindningar är mellan joner kallas de jonbindningar. Bordsalt, bestående av natriumklorid (NaCl) och härrörande från en positivt laddad natriumatombindning till en negativt laddad kloratom för att skapa en elektriskt neutral molekyl, exemplifierar denna typ av obligation.

Kovalenta bindningar beror på samma principer, men dessa bindningar är inte lika starka på grund av närvaron av något mer balanserade konkurrerande krafter. Till exempel vatten (H₂O) har två kovalenta väte-syrebindningar. Anledningen till att dessa bindningar bildas beror främst på att atomernas yttre elektronbanor "vill" fylla sig med ett visst antal elektroner. Det antalet varierar mellan elementen och att dela elektroner med andra atomer är ett sätt att uppnå detta även när det innebär att övervinna blygsamma repellenteffekter. Molekyler som innehåller kovalenta bindningar kan vara polära, vilket betyder att även om deras nettoladdning är noll, har delar av molekylen en positiv laddning som balanseras av negativa laddningar någon annanstans.

Pauling-skalan används för att bestämma hur elektronegativt ett visst element är. (Denna skala tar sitt namn från den sena Nobelprisvinnande forskaren Linus Pauling.) Ju högre värde, desto mer ivriga en atom är att attrahera elektroner mot sig själv i scenarier som lämpar sig för möjligheten till kovalent bindning.

Det högst rankade elementet på denna skala är fluor, som tilldelas värdet 4,0. De lägst rankade är de relativt dunkla element cesium och francium, som checkar in vid 0,7. "Ojämna" eller polära, kovalenta bindningar uppträder mellan element med stora skillnader; i dessa fall ligger de delade elektronerna närmare den ena atomen än den andra. Om två atomer av ett element binder till varandra, som med en O₂ molekyl, är atomerna uppenbarligen lika i elektronegativitet, och elektronerna ligger lika långt från varje kärna. Detta är ett icke-polärt band.

Positionen för ett element i det periodiska systemet erbjuder allmän information om dess elektronegativitet. Värdet av elementens elektronegativitet ökar från vänster till höger såväl som från botten till toppen. Fluorens position nära det övre högra hörnet garanterar dess höga värde.

Som med atomfysik i allmänhet, mycket av det som är känt om beteendet hos elektroner och bindning är, även om det är experimentellt etablerat, till stor del teoretiskt på nivå med individuell subatomär partiklar. Experiment för att verifiera exakt vad enskilda elektroner gör är ett tekniskt problem, liksom att isolera de enskilda atomerna som innehåller dessa elektroner. I experiment för att testa elektronegativitet har värdena traditionellt härrörts från, med nödvändighet, medelvärdesvärdena för många enskilda atomer.

År 2017 kunde forskare använda en teknik som kallades elektronisk kraftmikroskopi för att undersöka enskilda atomer på kiselytan och mäta deras elektronegativitetsvärden. De gjorde detta genom att bedöma kiselets bindningsbeteende med syre när de två elementen placerades på olika avstånd. När tekniken fortsätter att förbättras inom fysik kommer mänsklig kunskap om elektronegativitet att blomstra ytterligare.