Overleg:Polarisatie (scheikunde)
Onderwerp toevoegenHet gezegde "Molecuuldelen hebben geen individuele elektronegativiteit" is misschien naar de letter waar. Ik kwam op Polarisatie (scheikunde) via difensiprone, chemisch: difenylcyclopropenon. Hierin is een zuurstofatoom aan de cyclopropenylring gekoppeld. Als ik dan wil beschrijven hoe elektronen zich verdelen tussen de twee molecuuldelen, zuurstof en de cyclopropenylring, dan is elektronegativiteit een in mijn ogen heel verdedigbaar begrip. Het zuurstofatoom is een van de meest elektronegatieve atomen, de cyclopropenylring een van de schoolvoorbeelden van Huckel-aromaticiteit. Dit molecuuldeel zal bij voorkeur elektronen afstaan. Dat kan ik niet alleen beschrijven met het koolstofatoom dat direct aan zuurstof gebonden is. Juist de aanwezigheid van de dubbele binding tussen de twee andere koolstofatomen in de ring, en dus het hele molecuuldeel, bepalen hier het gedrag van elektronen tussen beide molecuuldelen.
Bovenstaande redenering is de achtergrond van mijn toevoeging.T.vanschaik (overleg) 24 mei 2020 20:29 (CEST)
- Volgens mij heb je groot gelijk en klopt het gezegde gewoon niet. Zoals je schrijft is zuurstof een sterk elektronegatief atoom terwijl bv. aromatische ringen makkelijk elektronen af kunnen staan. Dit betekent automatisch dat men de elektronegativiteit van elk individueel atoom of molecuuldeel in een verbinding kan beschouwen. Woudloper overleg 25 mei 2020 08:48 (CEST)
- Ik begrijp de stelling perfect, maar mijns inziens wordt hier de verkeerde wetenschappelijke terminologie gebruikt. Elektronegativiteit is te gebruiken voor atomen en enkel voor atomen, en dit in een één-op-één verhouding ten opzichte van elkaar (bv. binnen een carbonylgroep is O elektronegatiever dan C, dus is er een formele polarisatie van een pi-elektronenwolk naar zuurstof toe); een elektronegativiteit van een molecuuldeel (bv. functionele groep) wordt niet als zodanig gedefinieerd. Je kan in dergelijke context best verwijzen naar dipoolmomenten intern in een molecule en hoe deze zich ten opzichte van elkaar verhouden (bv. twee functionele groepen op een benzeenring); dipoolmomenten kan je immers gaan definiëren over twee, drie of meer atomen (wegens vectorieel karakter) en beschrijft gewoon correcter het fenomeen dat polarisatie met zich meebrengt. — Mileau (overleg) 25 mei 2020 21:18 (CEST)
- Voor mij is het dipoolmoment een gevolg van ladingsverdeling in een molecuul. De oorzaak van de onderliggende ladingsverdeling laat je daarbij buiten beschouwing. Die ligt juist in het vermogen van molecuuldelen om elektronen meer of minder aan zich te binden. En dat is nu net wat het begrip elektronegativiteit beschrijft. Het feit dat de oorspronkelijke definitie van dat begrip door Linus Pauling zich tot het gedrag van de elektronenverdeling tussen individuele atomen beperkt, wil niet zeggen dat het begrip zich tot dat terrein beperkt. Je zou hiervoor ook even bij onze Engelse broeders kunnen kijken waar het begrip "Group electronegativity" zelfs een eigen kopje heeft.
Daarnaast vind ik de formulering "is te gebruiken voor atomen en enkel voor atomen, en dit in een één-op-één verhouding ten opzichte van elkaar" erg absoluut en in strijd met het denken over wetenschap als een proces. Er zijn in de afgelopen eeuwen in de wetenschap vaker begrippen ruimer toegepast dan in hun eerste oorspronkelijke betekenis en dan zijn we niet dommer van geworden. Denk in dit verband bijvoorbeeld aan de logaritme, wat oorspronkelijk een exponent was!T.vanschaik (overleg) 26 mei 2020 23:49 (CEST)
- Voor mij is het dipoolmoment een gevolg van ladingsverdeling in een molecuul. De oorzaak van de onderliggende ladingsverdeling laat je daarbij buiten beschouwing. Die ligt juist in het vermogen van molecuuldelen om elektronen meer of minder aan zich te binden. En dat is nu net wat het begrip elektronegativiteit beschrijft. Het feit dat de oorspronkelijke definitie van dat begrip door Linus Pauling zich tot het gedrag van de elektronenverdeling tussen individuele atomen beperkt, wil niet zeggen dat het begrip zich tot dat terrein beperkt. Je zou hiervoor ook even bij onze Engelse broeders kunnen kijken waar het begrip "Group electronegativity" zelfs een eigen kopje heeft.
- Ik begrijp de stelling perfect, maar mijns inziens wordt hier de verkeerde wetenschappelijke terminologie gebruikt. Elektronegativiteit is te gebruiken voor atomen en enkel voor atomen, en dit in een één-op-één verhouding ten opzichte van elkaar (bv. binnen een carbonylgroep is O elektronegatiever dan C, dus is er een formele polarisatie van een pi-elektronenwolk naar zuurstof toe); een elektronegativiteit van een molecuuldeel (bv. functionele groep) wordt niet als zodanig gedefinieerd. Je kan in dergelijke context best verwijzen naar dipoolmomenten intern in een molecule en hoe deze zich ten opzichte van elkaar verhouden (bv. twee functionele groepen op een benzeenring); dipoolmomenten kan je immers gaan definiëren over twee, drie of meer atomen (wegens vectorieel karakter) en beschrijft gewoon correcter het fenomeen dat polarisatie met zich meebrengt. — Mileau (overleg) 25 mei 2020 21:18 (CEST)