Elektronegativiteit

Uit Wikipedia, de vrije encyclopedie
Ga naar: navigatie, zoeken
Elektronegativiteit in het periodiek systeem

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

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

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

\mathrm{H_2\ +\ F_2\ \longrightarrow\ 2\ HF}

Wanneer twee gelijke atomen een molecuul vormen, bijvoorbeeld een waterstofmolecuul (H-H) of een fluormolecuul (F-F), dan trekken zij met evenveel 'elektronische kracht' aan de elektronenwolk. De elektronenwolk is dan perfect symmetrisch verdeeld binnen het molecuul en dat bezit dus geen permanent dipoolmoment μ: de binding is strikt covalent. De binding tussen verschillende atomen, zoals in het HF-molecuul, is echter polair. De elektronenwolk wordt meer naar het fluoratoom toegetrokken dan naar het waterstofatoom. Dit komt doordat de ionisatiepotentiaal en de elektronenaffiniteit van de beide elementen verschillend zijn. Men zou ook kunnen stellen dat statistisch gesproken voor een deel van de tijd het molecuul bestaat uit een H+- en een F--ion. Waterstof doneert dan als het ware het elektron aan fluor, als gevolg van de verschillen in ionisatiepotentiaal en elektronenaffiniteit. Dit werd door Linus Pauling vervat in één begrip, de elektronegativiteit.

Trends in de elektronegativiteit[bewerken]

Algemeen zijn in het periodiek systeem enkele trends te zien in de elektronegativiteit van de elementen. Van links naar rechts in een periode stijgt de elektronegativiteit. Dit komt omdat de elementen rechts meer protonen bezitten, zodat de kern een grotere aantrekkingskracht op de elektronenschillen heeft. De elektronenschillen liggen daarom dichter bij de kern 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. Over 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, die juist een relatief hoge elektronegativiteit hebben.

Elektronegativiteit van de elementen tot en met atoomnummer 103 (lawrencium).

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

Elektronegativiteit volgens Pauling[bewerken]

Linus Pauling heeft een manier ontwikkeld om deze eigenschap per scheikundig element in een getal uit te drukken en om de grootte van de dipool van het 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:

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:

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

Het blijkt empirisch dat wanneer tweeatomige moleculen bestaande uit combinaties van verschillende elementen vergeleken worden, de wortel 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:

\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[bewerken]

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

Periodiek systeem met aanduiding van de elektronegativiteit per element.

Vuistregels[bewerken]

Als vuistregels wordt veelal onderstaand systeem gehanteerd:

Δ ENW Type binding tussen 2 atomen
ΔENW > 1,6 Ionaire binding
0,5 < ΔENW < 1,6 Polair covalente binding
ΔENW < 0,5 Apolair covalente binding

Voorbeelden:

  • Waterstofchloride (HCl) is een polair covalente binding, want ΔENW = ENW(Cl) - ENW(H) ~ 1. Toch mag men niet zeggen dat HCl volledig polair covalent is. Aan de hand van het experimenteel bepaalde en het theoretisch berekende dipoolmoment kan men bepalen hoeveel procent polair covalent en ionair karakter HCl bezit. Uit deze berekeningen blijkt dat HCl ongeveer 16,9% ionair is en 83,1% (polair) covalent. Zoutzuur is dus overwegend covalent, maar niet volledig.
  • Natriumchloride (NaCl) is ionair, want ΔENW = 2,23.
  • Waterstofgas (H2) is apolair covalent, want ΔENW = 0.
Bronnen, noten en/of referenties
  1. Zie ook tabel 40A in BINAS (informatieboek voor natuurwetenschappen en wiskunde).
Zoek dit woord op in WikiWoordenboek