Elektronegativitet är ett begrepp inom molekylär kemi som beskriver en atoms förmåga att attrahera elektroner till sig själv. Ju högre numeriskt värde för en given atoms elektronegativitet är, desto kraftfullare drar den negativt laddade elektroner mot sin positivt laddade kärna av protoner och (förutom väte) neutroner.
Eftersom atomer inte existerar isolerat och istället bildar molekylära föreningar genom att kombineras med andra atomer, är begreppet elektronegativitet viktigt eftersom det bestämmer naturen hos bindningar mellan atomer. Atomer förenas med andra atomer genom en process för att dela elektroner, men detta kan egentligen mer ses som ett olösligt spel av dragkamp: atomerna förblir sammanbundna eftersom, medan ingen atom ”vinner”, deras väsentliga ömsesidiga attraktion håller sina delade elektroner att zooma runt någon ganska väldefinierad punkt mellan dem.
Atomens struktur
Atomer består av protoner och neutroner, som utgör atomernas centrum eller kärna, och elektroner, som ”kretsar kring” kärnan snarare som mycket små planeter eller kometer som virvlar runt vid galen farter runt en liten sol. En proton bär en positiv laddning på 1,6 x 10-19
coulombs, eller C, medan en elektron bär en negativ laddning på samma storlek. Atomer har vanligtvis samma antal protoner och elektroner, vilket gör dem elektriskt neutrala. Atomer har normalt ungefär samma antal protoner och neutroner.
En viss typ eller variation av atomer, som kallas ett element, definieras av antal protoner den har, kallat atomnumret för det elementet. Väte, med ett atomnummer av 1, har en proton; uran, som har 92 protoner, är på motsvarande sätt nummer 92 i grundämnenas periodiska system (se resurserna för ett exempel på ett interaktivt periodiskt system).
När en atom genomgår en förändring av antalet protoner är det inte längre samma grundämne. När en atom får eller förlorar neutroner, å andra sidan, förblir den samma grundämne men är en isotop av den ursprungliga, mest kemiskt stabila formen. När en atom får eller förlorar elektroner men annars förblir densamma kallas det en jon.
Elektroner som finns på de fysiska kanterna av dessa mikroskopiska arrangemang, är komponenterna i atomer som deltar i bindning med andra atomer.
Kemisk bindning Grunder
Det faktum att atomernas kärnor är positivt laddade medan elektronerna att bry sig runt på atomens fysiska utkanter är negativt laddade bestämmer hur enskilda atomer interagerar med varandra. När två atomer är väldigt nära varandra stöter de bort varandra oavsett vilka grundämnen de representerar, eftersom deras respektive elektroner ”möter” varandra först, och negativa laddningar trycker mot andra negativa laddningar. Deras respektive kärnor, även om de inte är så nära varandra som deras elektroner, stöter också bort varandra. När atomer är tillräckligt långt ifrån varandra tenderar de dock att attrahera varandra. (Joner, som du snart kommer att se, är ett undantag; två positivt laddade joner kommer alltid att stöta bort varandra, och dito för negativt laddade jonpar.) Detta innebär att på ett visst jämviktsavstånd balanserar de attraktionskrafter och frånstötande krafter, och atomerna kommer att förbli på detta avstånd från varandra om de inte störs av andra krafter.
Den potentiella energin i ett atom-atompar definieras som negativ om atomerna attraheras av varandra och positiv om atomerna är fria att röra sig bort från varandra. På jämviktsavståndet är den potentiella energin mellan atomen vid sitt lägsta (dvs mest negativa) värde. Detta kallas bindningsenergin för atomen i fråga.
Kemiska bindningar och Elektronegativitet
En mängd olika typer av atombindningar peppar landskapet av molekylär kemi. De viktigaste för nuvarande ändamål är jonbindningar och kovalenta bindningar.
Se den tidigare diskussionen om atomer som tenderar att stöta bort varandra på nära håll, främst på grund av interaktionen mellan deras elektroner. Det noterades också att liknande laddade joner stöter bort varandra oavsett vad. Om ett par joner har motsatta laddningar, det vill säga om en atom har förlorat en elektron för att anta laddningen +1 medan en annan har fått en elektron för att anta laddningen av -1 – så attraheras de två atomerna mycket starkt till var och en Övrig. Nettoladdningen på varje atom utplånar alla avstötande effekter som deras elektroner kan ha, och atomerna tenderar att binda. Eftersom dessa bindningar är mellan joner kallas de jonbindningar. Bordssalt, som består av natriumklorid (NaCl) och härrör från en positivt laddad natriumatom som binder till en negativt laddad kloratom för att skapa en elektriskt neutral molekyl, exemplifierar denna typ av bindning.
Kovalenta bindningar härrör från samma principer, men dessa bindningar är inte lika starka på grund av närvaron av något mer balanserade konkurrerande krafter. Till exempel vatten (H
2O) har två kovalenta väte-syrebindningar. Anledningen till att dessa bindningar bildas är främst för att atomernas yttre elektronbanor ”vill” fylla sig med ett visst antal elektroner. Det antalet varierar mellan grundämnen, och att dela elektroner med andra atomer är ett sätt att uppnå detta även när det innebär att övervinna blygsamma avstötande effekter. Molekyler som inkluderar kovalenta bindningar kan vara polära, vilket innebär att även om deras nettoladdning är noll, bär delar av molekylen en positiv laddning som balanseras av negativa laddningar någon annanstans.
Elektronegativitetsvärden och det periodiska systemet
Paulingskalan används för att bestämma hur elektronegativt ett givet element är. (Den här skalan har fått sitt namn från den avlidne Nobelprisvinnande forskaren Linus Pauling.) Ju högre värde, desto mer angelägen är en atom att attrahera elektroner mot sig själv i scenarier som lånar sig till möjligheten av kovalent bindning.
Det högst rankade elementet på denna skala är fluor, som tilldelas ett värde av 4,0. De lägst rankade är de relativt obskyra grundämnena cesium och francium, som checkar in vid 0,7. ”Ojämna” eller polära, kovalenta bindningar förekommer mellan grundämnen med stora skillnader; i dessa fall ligger de delade elektronerna närmare en atom än den andra. Om två atomer i ett element binder till varandra, som med en O2 molekyl, atomerna är uppenbarligen lika i elektronegativitet, och elektronerna ligger lika långt från varje kärna. Detta är en opolär bindning.
Placeringen av ett element i det periodiska systemet ger allmän information om dess elektronegativitet. Värdet på elementens elektronegativitet ökar från vänster till höger såväl som från botten till toppen. Fluors position uppe till höger säkerställer dess höga värde.
Vidare arbete: Ytatomer
Liksom med atomfysik i allmänhet är mycket av det som är känt om elektronernas beteende och bindning, även om det är experimentellt etablerat, till stor del teoretiskt på nivån för individuella subatomära partiklar. Experiment för att verifiera exakt vad enskilda elektroner gör är ett tekniskt problem, liksom att isolera de individuella atomerna som innehåller dessa elektroner. I experiment för att testa elektronegativitet har värdena traditionellt härletts från, med nödvändighet, medelvärden för ett stort antal individuella atomer.
Under 2017 kunde forskare använda en teknik som kallas elektronisk kraftmikroskopi för att undersöka enskilda atomer på ytan av kisel och mäta deras elektronegativitetsvärden. De gjorde detta genom att bedöma bindningsbeteendet hos kisel med syre när de två elementen placerades på olika avstånd från varandra. När tekniken fortsätter att förbättras inom fysiken kommer mänsklig kunskap om elektronegativitet att blomstra ytterligare.
