Atomer i molekyler hålls ihop genom att dela elektroner. Ett gemensamt par elektroner kallas en kemisk bindning. Inte alla atomer delar emellertid elektroner lika. Några av dem är mer själviska än andra. Elektronegativitet är ett mått på en atoms förmåga att locka ett par delade elektroner till sig själv. Skillnaden i elektronegativitet mellan två element bestämmer i vilken utsträckning de elektroner de delar delas ojämnt. Det sätt på vilket elektroner delas hjälper till att bestämma många av molekylens viktiga egenskaper som löslighet.

Definition

Elektronegativitet definieras helt enkelt som dragkraft av ett element på elektroner som det delar i ett band . När två atomer delar elektroner finns det något som en krig mellan dem. Elektronerna kommer att spendera mer tid kring det mer elektronegative elementet, och ju större skillnaden i elektronegativitet är, desto mer ojämn delning kommer det att vara. Om de två elementen har liknande elektronegativiteter, kommer de däremot att dela elektroner på ett mer eller mindre lika sätt.

Mätning av elektronegativitet

Kemister har försökt komma på olika sätt att mäta elektronegativitet över åren. De två mest populära vågorna är de som utarbetats av kemikerna Robert Mulliken och Linus Pauling. I Mulliken-skalaen är elektronegativiteten medelvärdet av den mängd energi som krävs för att avlägsna en elektron från en atom och den mängd energi som frigörs när atomen får en elektron - joniseringsenergin och elektronaffiniteten. Paulingskalan är mer komplicerad och baserar sig på den mängd energi som krävs för att bryta ett band mellan två element. De två skalorna ger olika siffror för varje element, men resultaten varierar över det periodiska tabellen i stort sett på samma sätt, så de är mer eller mindre utbytbara. Båda vågarna är unitless, så varje element är tilldelat ett tal för att indikera hur elektronegativ det är i förhållande till andra element. Högre siffror betyder ökad elektronegativitet i båda skalaerna.

Variation över tabellen

När du går antingen upp periodiskt bord eller till höger tenderar elektronegativitet att öka. Klor är till exempel mer elektronegativ än brom, vilket är mer elektronegativ än jod. Syre är mer elektronegativ än kväve, vilket är mer elektronegativ än kol. Fluor är det mest elektronegativa elementet, med syre som följer på andra plats. Kol och väte har liknande elektronegativiteter, så de brukar dela elektroner mer eller mindre lika.

Joniska bindningar

Du kan använda skillnader i elektronegativiteter för att klassificera obligationer i olika kategorier. Om ett element är mycket mer elektronegativ än det andra kommer det att hålla elektronerna, snarare än att dela dem, så det kommer att få en negativ laddning medan partnern har en positiv laddning. Attraktionen mellan de motsatta laddningarna kommer att hålla dem ihop. Denna typ av bindning kallas en jonbindning och är ganska vanligt när ämnen som natrium i den vänstra kolumnen i det periodiska bordet reagerar med element som klor längst till höger. Natrium har till exempel en elektronegativitet på 0,9 på Pauling-skalan, medan klor har en elektronegativitet på 3,2. Som en allmän tumregel är obligationer där elektronegativitetsskillnaden är större än två joniska.

Kovalenta bindningar

I fall där ett element är något mer elektronegativ än det andra kommer elektronerna att vara delas men delas ojämnt och kommer att spendera mer tid kring den mer elektronegativa atomen. Syre-vätebindningen i vatten och syre-kol-bindningen i koldioxid är vanliga exempel. Syre har en elektronegativitet på 3,4 på Pauling-skalaen jämfört med 2,6 för kol och 2,2 för väte, så det är betydligt mer elektronegativ. Denna typ av bindning kallas en polär kovalent bindning. Slutligen, om två element har liknande elektronegativiteter, kommer de att dela elektroner i ett partnerskap som kallas en ickepolär kovalent bindning. Kol- och vätebindning är det vanligaste exemplet. Som en allmän tumregel har polära kovalenta bindningar elektronegativitetsskillnader i intervallet från 0,3 till 2. Ju större skillnaden i elektronegativitet är desto mer polära bindningen. Det här är bara en tumregel, men det finns undantag.

Molekylära egenskaper

Några av en molekyls viktiga egenskaper, som löslighet, är relaterade till hur polär det är - i andra ord, hur ojämnt delas elektronerna i molekylen. En allmän tumregel för löslighet är det som upplöses som, vilket innebär att högpolära lösningsmedel är bra för att lösa höga polära molekyler, medan icke-polära lösningsmedel är bra vid upplösning av icke-polära molekyler.