Elektronegativitet, mål for evnen et atom A har til å trekke til seg et elektronpar som det har felles med et annet atom B i en kovalent binding A:B. Hvis A er mer elektronegativt enn B vil elektronparet som binder dem sammen trekkes mot A. Det forklarer at A:B er et polart molekyl.
Et eksempel
Et klassisk eksempel er vannmolekylet, hvor oksygen med elektronegativitet 3,5 mot hydrogen 2,1 forklarer at O-H bindingen er polar. Da H2O-molekylet er vinklet blir hele molekylet polart, en dipol, med negativ pol på oksygenatomet og en positiv pol midt mellom hydrogenatomene.
Elektronegativitetsbegrepet er ett av kjemiens nyttigste hjelpemidler til å rasjonalisere reaksjoner og bindingsforhold. Begrepet ble innført av den amerikanske kjemiker Linus Carl Pauling, som gav det mest elektronegative grunnstoffet fluor verdien 4,0 og beregnet verdien for andre grunnstoffer relativt til dette.
Paulings ELEKTRONEGATIVITETSVERDIER
Elektronegativiteten øker fra venstre mot høyre i grunnstoffenes periodesystem. alkalimetallene (gruppe 1) er de minst elektronegative, halogenene (gruppe 17) de mest elektronegative. Elektronegativiteten avtar nedover i en gruppe som vist i tabellen. Elektronegativitetsverdiene for d-metallene ligger mellom verdien for grunnstoffet i gruppe 2 og gruppe 13 stigende fra venstre mot høyre i hver periode og avtagende nedover i hver gruppe.
Flere eksempler
Atomer med elektronegativitet over 2 danner vanligvis kovalente bindinger seg i mellom, mens atomer med elektronegativitet under 2 danner metallbindinger.
Det er gradvis overgang mellom bindingstypene, for eksempel er metallet wolfram så hardt fordi bindingene er kovalente (elektronegativitet ca. 2,3), mens de myke alkalimetallene danner nesten rene metallbindinger.
I bindingene mellom ulike atomer vil forskjellen mellom atomenes elektronegativitet avgjøre om bindingene blir metallisk/kovalent eller ionisk. En forskjell på ca. 1,6–1,8 tilsvarer at ca. 50 % av bindingsenergien skyldes det ioniske bidraget, mens en forskjell på over 3 kan gi et ionisk bidrag på 80–90 %. Ved mindre forskjeller snakker man om polare kovalente bindinger, som i vannmolekylet.
