Forklaring af begrebet elektronegativitet

Indhold

• Atomets struktur
• Grundlæggende om kemisk limning
• Kemiske obligationer og elektronegativitet
• Elektronegativitetsværdier og den periodiske tabel
• Yderligere arbejde: Overfladeatomer

Elektronegativitet er et koncept i molekylær kemi, der beskriver en atoms evne til at tiltrække elektroner til sig selv. Jo højere den numeriske værdi af en given atoms elektronegativitet er, jo mere kraftfuldt trækker den negativt ladede elektroner mod sin positivt ladede kerne af protoner og (bortset fra brint) neutroner.

Fordi atomer ikke findes isoleret og i stedet danner molekylære forbindelser ved at kombinere med andre atomer, er begrebet elektronegativitet vigtigt, fordi det bestemmer arten af ​​bindinger mellem atomer. Atomer slutter sig til andre atomer gennem en proces med deling af elektroner, men dette kan virkelig ses mere som et ikke-løseligt spil af trækkraft: Atomerne forbliver bundet sammen, fordi selv om ingen af ​​atomerne "vinder", deres væsentlige gensidige tiltrækning holder deres delte elektroner zoomende omkring et forholdsvis veldefineret punkt mellem dem.

Atomets struktur

Atomer består af protoner og neutroner, der udgør atomenes centrum eller kerne, og elektroner, der "kredser" om kernen snarere som meget små planeter eller kometer, der hvirver rundt i galne hastigheder omkring en lille sol. En proton bærer en positiv ladning på 1,6 x 10^-19 coulombs eller C, hvorimod elektroner bærer en negativ ladning af samme størrelse. Atomer har normalt det samme antal protoner og elektroner, hvilket gør dem elektrisk neutrale. Atomer har normalt omtrent det samme antal protoner og neutroner.

En bestemt type eller variation af atom, kaldet et element, defineres af antallet af protoner, det har, kaldet det atomære antal for dette element.Hydrogen, med et atomnummer på 1, har en proton; uran, der har 92 protoner, er tilsvarende nummer 92 på den periodiske tabel af elementerne (se Ressourcerne for et eksempel på en interaktiv periodisk tabel).

Når et atom gennemgår en ændring i dets antal protoner, er det ikke længere det samme element. Når et atom vinder eller mister neutroner, forbliver det på den anden side det samme element, men er et isotop af den originale, mest kemisk stabile form. Når et atomer vinder eller mister elektroner, men ellers forbliver det samme, kaldes det en ion.

Elektroner, der er på de fysiske kanter af disse mikroskopiske arrangementer, er komponenterne i atomer, der deltager i binding med andre atomer.

Grundlæggende om kemisk limning

Det faktum, at atomkernerne er positivt ladede, mens de elektroner, der plejer rundt på atomernes fysiske frynser, er negativt ladede, bestemmer, hvordan individuelle atomer interagerer med hinanden. Når to atomer er meget tæt på hinanden, frastøder de hinanden uanset hvilke elementer de repræsenterer, fordi deres respektive elektroner "støder på" hinanden først, og negative ladninger skubber mod andre negative ladninger. Deres respektive kerner, selv om de ikke er så tæt sammen som deres elektroner, frastøder også hinanden. Når atomer er en tilstrækkelig afstand fra hinanden, har de imidlertid en tendens til at tiltrække hinanden. (Joner, som du snart ser, er en undtagelse; to positivt ladede ioner vil altid afvise hinanden og dito for negativt ladede ionpar.) Dette indebærer, at de attraktive og frastødende kræfter i en bestemt ligevægtsafstand balanserer og atomerne vil forblive i denne afstand fra hinanden, medmindre de forstyrres af andre kræfter.

Den potentielle energi i et atomatompar defineres som negativ, hvis atomerne tiltrækkes af hinanden og positive, hvis atomerne frit kan bevæge sig fra hinanden. Ved ligevægtsafstanden er den potentielle energi mellem atomet den laveste (dvs. mest negativ) værdi. Dette kaldes bindingsenergien for det pågældende atom.

Kemiske obligationer og elektronegativitet

En række forskellige typer atombindinger peber landskabet i molekylær kemi. De vigtigste til de nuværende formål er ioniske bindinger og kovalente bindinger.

Se den forrige diskussion om atomer, der har tendens til at afvise hinanden på tæt hold primært på grund af samspillet mellem deres elektroner. Det blev også bemærket, at lignende ladede ioner frastøder hinanden, uanset hvad. Hvis et par ioner dog har modsatte ladninger - det vil sige, hvis et atom har mistet et elektron til at antage ladning på +1, mens et andet har fået et elektron til at antage ladning på -1 - tiltrækkes de to atomer meget stærkt til hver Andet. Nettoladningen på hvert atom udsletter uanset hvilken afvisende virkning deres elektroner måtte have, og atomerne har en tendens til at binde sig sammen. Fordi disse bindinger er mellem ioner, kaldes de ioniske bindinger. Bordsalt bestående af natriumchlorid (NaCI) og resulteret af en positivt ladet natriumatombinding til et negativt ladet chloratom til dannelse af et elektrisk neutralt molekyle, eksemplificerer denne type binding.

Kovalente obligationer er resultatet af de samme principper, men disse obligationer er ikke så stærke på grund af tilstedeværelsen af ​​noget mere afbalancerede konkurrerende kræfter. For eksempel vand (H₂O) har to kovalente hydrogen-oxygenbindinger. Årsagen til, at disse bindinger dannes, er hovedsageligt fordi atomernes ydre elektronbaner "ønsker" at fylde sig selv med et vist antal elektroner. Dette antal varierer mellem elementer, og deling af elektroner med andre atomer er en måde at opnå dette på, selv når det betyder at overvinde beskedne afvisende effekter. Molekyler, der inkluderer kovalente bindinger, kan være polære, hvilket betyder, at selv om deres nettoladning er nul, har dele af molekylet en positiv ladning, der er afbalanceret af negative ladninger andetsteds.

Elektronegativitetsværdier og den periodiske tabel

Pauling-skalaen bruges til at bestemme, hvor elektronisk et givet element er. (Denne skala har sit navn fra den afdøde Nobelprisvindende videnskabsmand Linus Pauling.) Jo højere værdi, desto mere ivrig er et atom til at tiltrække elektroner mod sig selv i scenarier, der egner sig til muligheden for kovalent binding.

Det højest rangerede element på denne skala er fluor, der tildeles en værdi på 4,0. Den lavest rangerede er de relativt obskure elementer cæsium og francium, der tjekker ind på 0,7. "Ujævn" eller polære, kovalente bindinger forekommer mellem elementer med store forskelle; i disse tilfælde ligger de delte elektroner tættere på det ene atom end det andet. Hvis to atomer i et element binder til hinanden, som med en O₂ molekyle, atomerne er åbenlyst lige i elektronegativitet, og elektronerne ligger lige langt fra hver kerne. Dette er en ikke-polær binding.

Elementets placering på det periodiske system giver generel information om dets elektronegativitet. Værdien af ​​elementernes elektronegativitet stiger fra venstre til højre såvel som fra bund til top. Fluor position tæt på øverste højre sikrer dens høje værdi.

Yderligere arbejde: Overfladeatomer

Ligesom med atomfysik generelt, er meget af, hvad der er kendt om opførsel af elektroner og binding, mens eksperimentelt etableret, stort set teoretisk på niveauet for individuelle subatomære partikler. Eksperimenter til at verificere nøjagtigt, hvad de enkelte elektroner laver, er et teknisk problem, ligesom isolering af de enkelte atomer, der indeholder disse elektroner. I eksperimenter til test af elektronegativitet er værdierne traditionelt blevet afledt fra nødvendigt gennemsnit af værdierne for mange mange individuelle atomer.

I 2017 kunne forskerne bruge en teknik kaldet elektronisk kraftmikroskopi til at undersøge individuelle atomer på overfladen af ​​silicium og måle deres elektronegativitetsværdier. De gjorde dette ved at vurdere siliciums bindingsadfærd med ilt, når de to elementer blev anbragt i forskellige afstand fra hinanden. Når teknologien fortsætter med at forbedre sin fysik, vil menneskelig viden om elektronegativitet blomstre yderligere.