Elektronegativiteit


De elektronegativiteit (EN) of elektronegatieve waarde (ENW) is een maat voor de neiging van een atoom, dat een chemische binding aangaat met een ander atoom, om de gezamenlijke elektronenwolk naar zich toe te trekken.

De elektronegativiteit van een element neemt diagonaal toe in het periodiek systeem. Francium en cesium (linksonder) hebben de laagste elektronegatieve waarde, fluor (rechtsboven) de hoogste.

Wanneer waterstofgas (H2) en fluorgas (F2) met elkaar reageren ontstaan twee moleculen waterstoffluoride (HF):

\({\displaystyle \mathrm {H_{2}\ +\ F_{2}\ \longrightarrow \ 2\ HF} }\)

Wanneer twee atomen van een zelfde chemisch element een molecuul vormen, bijvoorbeeld een waterstofmolecuul (H-H) of een fluormolecuul (F-F), dan trekken beide atomen met evenveel 'elektronische kracht' aan de gemeenschappelijke elektronenwolk. De elektronenwolk is dan perfect symmetrisch verdeeld binnen het molecuul, dat daardoor geen permanent dipoolmoment (μ) bezit: de gevormde chemische binding is strikt covalent. De binding tussen atomen van twee verschillende chemische elementen, zoals in het HF-molecuul, is polair: de elektronenwolk trekt meer naar het fluoratoom dan naar het waterstofatoom. Statistisch gesproken bestaat het polaire molecuul voor een deel van de tijd uit een H+- en een F-ion. Het waterstofatoom doneert zijn elektron tijdelijk aan het fluoratoom, als gevolg van de verschillen in ionisatiepotentiaal en elektronenaffiniteit. Dit werd door Linus Pauling vervat in één begrip: de elektronegativiteit.

Inhoud

Elektronegatieve trends in het periodiek systeem


De elektronegativiteit van de periodiek gerangschikte elementen laat een duidelijke trend zien. Van links naar rechts in een periode stijgt de elektronegativiteit. Dit komt omdat de elementen rechts in de tabel meer protonen bezitten, zodat de atoomkern een grotere aantrekkingskracht op de elektronenschillen heeft. De elektronenschillen liggen daarom dichter bij de atoomkern, en de atoomstraal is kleiner. Als de schillen dichter bij de kern liggen, waar de aantrekkingskracht van de protonen groter is, worden "vreemde" elektronen makkelijker ingevangen.

Van boven naar beneden in dezelfde groep daalt de elektronegativiteit. Meer in het algemeen stijgt de elektronegativiteit diagonaal van linksonder naar rechtsboven in het periodiek systeem. Linksonder zijn de metalen te vinden, elementen met een relatief lage elektronegativiteit. Rechtsboven bevinden zich de metalloïden en niet-metalen, met een relatief hoge elektronegativiteit.

Bij samengestelde stoffen bepaalt het verschil in elektronegativiteit tussen de twee atomen het karakter van de chemische binding. Atomen met onderling een groot verschil in elektronegativiteit (vooral metalen met niet-metalen) vormen ionaire bindingen. Atomen met een klein verschil in elektronegativiteit vormen covalente bindingen. Bij covalente verbindingen geldt dat hoe kleiner het verschil in elektronegativiteit is, des te zwakker de polariteit van de binding. Atomen van hetzelfde element hebben dezelfde elektronegativiteit en vormen apolaire covalente bindingen.

Elektronegativiteit volgens Pauling


Linus Pauling heeft een manier ontwikkeld om deze eigenschap, per scheikundig element, in een getal uit te drukken (te kwantificeren), en om de grootte van de dipool van het gevormde molecuul te voorspellen. Hij ging uit van de dissociatie-energieën van de drie moleculen, in het hierboven gegeven voorbeeld van HF: D(HH), D(FF) en D(HF). Deze zijn goed meetbaar. Indien de verbinding van twee elementen ook zuiver covalent is, is de dissociatie-energie bij benadering het geometrische of meetkundige gemiddelde van die van de elementen:

\({\displaystyle E_{\mathrm {covalent} }={\sqrt {D(\mathrm {HH} )D(\mathrm {FF} )}}}\)

In het geval van HF is dat echter zeker niet het geval. We kunnen dan een mate van ioniciteit definiëren:

\({\displaystyle E_{\mathrm {ionogeen} }=D(\mathrm {HF} )-{\sqrt {D(\mathrm {HH} )D(\mathrm {FF} )}}}\)

Het blijkt proefondervindelijk dat wanneer twee-atomige moleculen bestaande uit combinaties van verschillende elementen vergeleken worden, de vierkantswortel van Eionogeen bij benadering additief is. Zo is de schaal van Pauling ontstaan, waarbij aan ieder element een elektronegativiteit χX wordt toegekend. In goede benadering kan voor H-F Eionogeen1/2 gevonden worden uit:

\({\displaystyle {\sqrt {E_{\mathrm {ionogeen} }}}=K\cdot |\chi _{\mathrm {H} }-\chi _{\mathrm {F} }|}\)

Bovendien is de factor K zo gekozen dat χHF bij benadering de dipool van het molecuul in debye geeft (1 debye = 3,336 10−30C·m).

Voor HF vinden we Eionogeen1/2= K|χHF| = 10*|2,20-3,98| = 17,8 kJ en μ = 1,78 D. De gemeten waarde voor HF is μ = 1,91 D. Dit betekent dat waterstoffluoride ongeveer 1,78/1,91 of 93,19% ionair karakter en slechts 6,81% covalent karakter bezit.

Tabel van elektronegativiteit volgens Pauling


In onderstaande figuur zijn de waarden volgens de Paulingschaal weergegeven.[1]

Vuistregels


Als vuistregels wordt veelal onderstaand systeem gehanteerd:

Δ ENW Type binding tussen 2 atomen
ΔENW > 1,7 Ionaire binding
0,4 < ΔENW < 1,7 Polair covalente binding
ΔENW < 0,4 Apolair covalente binding

Voorbeelden:

Zie de categorie Electronegativity van Wikimedia Commons voor mediabestanden over dit onderwerp.









Categorieën: Chemische binding | Chemische reactiviteit




Staat van informatie: 28.09.2021 07:06:25 CEST

oorsprong: Wikipedia (Auteurs [Geschiedenis])    Licentie: CC-BY-SA-3.0

Veranderingen: Alle afbeeldingen en de meeste ontwerpelementen die daarmee verband houden, zijn verwijderd. Sommige pictogrammen werden vervangen door FontAwesome-Icons. Sommige sjablonen zijn verwijderd (zoals 'artikel heeft uitbreiding nodig') of toegewezen (zoals 'hatnotes'). CSS-klassen zijn verwijderd of geharmoniseerd.
Specifieke Wikipedia-links die niet naar een artikel of categorie leiden (zoals 'Redlinks', 'links naar de bewerkpagina', 'links naar portals') zijn verwijderd. Elke externe link heeft een extra FontAwesome-Icon. Naast enkele kleine wijzigingen in het ontwerp, werden mediacontainer, kaarten, navigatiedozen, gesproken versies en Geo-microformats verwijderd.

Belangrijke opmerking Omdat de gegeven inhoud op het gegeven moment automatisch van Wikipedia wordt gehaald, was en is een handmatige verificatie niet mogelijk. Daarom garandeert LinkFang.org niet de juistheid en actualiteit van de verkregen inhoud. Als er informatie is die momenteel verkeerd is of een onjuiste weergave heeft, aarzel dan niet om Neem contact op: E-mail.
Zie ook: Afdruk & Privacy policy.