Elektronegativitet, symbolet χ, er en kemisk egenskab, der angiver, hvor godt et atom kan tiltrække elektroner til sig selv. Et atoms elektronegativitet påvirkes af atomets atomnummer og afstanden mellem atomets valenselektroner (de yderste elektroner, der deltager i kemiske bindinger) og dets kerne. Den blev først teoretiseret af Linus Pauling i 1932 som en del af hans teori om valensbindinger og er relateret til andre kemiske egenskaber. Generelt stiger elektronegativiteten fra nederst til venstre til øverst til højre i det periodiske system; dette er kendt som en periodisk tendens.

Definition og måling

Elektronegativitet er et relativt, dimensionsløst mål (ingen enhed) for et atoms evne til at tiltrække elektroner i en kemisk binding. Den er ikke en direkte målbar fysisk størrelse, men udledes fra eksperimentelle data som bindingenergier, ioniseringsenergier og elektronaffiniteter. Vigtige faktorer, der bestemmer et atoms elektronegativitet, er:

  • Effektiv kerneladning (Zeff) — større positiv ladning øger tiltrækningen af elektroner.
  • Atomradius — jo mindre afstand mellem kerne og valenselektroner, desto højere elektronegativitet.
  • Elektronskærmens afskærmning — indre elektroner reducerer kernens effektive tiltrækning af valenselektroner.
  • Elektronaffinitet og ioniseringsenergi — stoffer med høj elektronaffinitet og høj ioniseringsenergi har ofte høj elektronegativitet.

Pauling-skala og beregning

Der er mange måder at beregne et atomers elektronegativitet på. Den mest almindelige beregningsmetode er den, der blev foreslået af Linus Pauling, og den giver den relative Pauling-skala. Denne skala giver grundstoffer dimensionsløse størrelser (værdier) mellem 0,7 og 3,98, hvor brint ligger på 2,20.

Pauling-relationen kobler forskellen i elektronegativitet mellem to atomer til forskellen mellem deres faktiske bindingsenergi og den gennemsnitlige bindingsenergi for de to homonukleære bindinger. I formelform skrev Pauling det som:

Δχ = χA − χB ≈ sqrt( D(A–B) − ½[D(A–A) + D(B–B)] )

hvor D(...) er bindingsenergierne. Resultatet skaleres, så fluor (F) får den højeste værdi på 3,98 på Pauling-skalaen. I praksis bruges tabeller med faste værdier frem for direkte beregning fra bindingsenergier.

Andre elektronegativitetsskalaer

Udover Pauling findes flere alternative definitioner, som vægter forskellige fysiske størrelser:

  • Mulliken: gennemsnittet af ioniseringsenergi og elektronaffinitet (i samme enheder). Giver ofte andre relative værdier end Pauling.
  • Allred–Rochow: baseret på effektiv kerneladning og atomradius og derfor mere "elektrostatiske" i sin tilgang.
  • Sanderson: baseret på tætheden af elektroner i atomet.

Valget af skala kan ændre relative værdier en smule, men periodiske tendenser og de kemiske konsekvenser er generelt konsistente.

Periodiske tendenser og undtagelser

Generelt gælder følgende tendenser i det periodiske system:

  • På tværs af en periode (venstre → højre): elektronegativiteten stiger — fordi atomnummeret øges uden tilsvarende stigning i elektronskærmsafskærmning, hvilket øger den effektive kerneladning.
  • Ned gennem en gruppe (oppe → nede): elektronegativiteten falder — fordi atomradius øges og indre elektroner afskærmer valenselektroner fra kernens tiltrækning.

Fluor er det mest elektronegative element (Pauling 3,98). Alkali- og nogle af metallerne i bunden af systemet har de laveste værdier (typisk omkring 0,7–1,0). Der findes dog undtagelser og særlige forhold for transitionmetaller, lanthanoider og tunge elementer, hvor elektronkonfiguration, oxidationstilstand og relativistiske effekter kan påvirke de målte eller beregnede værdier.

Anvendelser og kemiske konsekvenser

Elektronegativitet er et nyttigt begreb til at forudsige og forstå mange kemiske fænomener:

  • Bindningstype: forskel i elektronegativitet mellem to atomer kan indikere, om en binding er ikke-polær kovalent, polar kovalent eller ionisk. Som tommelfingerregel: Δχ < ~0,5 → ikke-polær, 0,5–1,7 → polar kovalent, > ~1,7 → kraftig ionisk karakter (grænserne er skønsmæssige).
  • Polær binding og molekylære dipoler: større forskel i elektronegativitet giver større bindingpolarisering og mulige dipolmomenter.
  • Reaktivitet og sure/basiske egenskaber: elektronegativitet påvirker oxidationstilstande, syrestyrke (især i oxo-syrer) og basiske karakter i organiske forbindelser.
  • Kovalente netværk og materialers egenskaber: elektrontrækning påvirker elektronfordeling i faste stoffer og molekyler, hvilket har betydning for ledningsevne, katalyse og bindingstyrker.

Begrænsninger

Selvom elektronegativitet er praktisk, har begrebet begrænsninger:

  • Det er et empirisk, relativt mål — værdier afhænger af den valgte skala og referencepunkt.
  • Elektronegativitet af et atom i en bestemt oxidationstilstand eller i en bestemt kemisk omgivelse kan afvige fra værdien for det neutrale, frie atom.
  • For overgangsmetaller, komplekse koordinationsforhold og meget tunge elementer kan tabeller give mindre entydige eller mindre anvendelige tal.

Det modsatte af elektronegativitet er elektropositivitet, som er et mål for, hvor godt et atom afgiver elektroner.