Elektronegativiteit

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 (links onder) hebben de laagste waarde, fluor (rechts boven) de hoogste.

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

H₂ + F₂ → 2 HF

Wanneer twee gelijke atomen een molecuul vormen, bijvoorbeeld een waterstofmolecule (H-H) of een fluormolecule (F-F), dan trekken zij met evenveel elektronische kracht aan de elektronenwolk. Het molecuul heeft dan geen dipoolmoment μ: de binding is covalent. De binding in de HF-molecule 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 is. We zouden ook kunnen zeggen dat statistisch gesproken voor een deel van de tijd het molecuul bestaat uit een H⁺ (waterstof doneert het elektron aan fluor) en een F^- ion.

Trends in de elektronegativiteit

Algemeen kunnen, door het rangschikken van de elementen naar elektronegativiteit, enkele trends worden waargenomen met betrekking tot de elektronegativiteit. Wanneer men van links naar rechts gaat in een periode, dan stijgt de elektronegativiteit, omdat dan de atoomstraal kleiner is en zijn er meer protonen. Als gevolg gaat ons kern harder trekken aan vreemde electronen. Gaat men van boven naar beneden, dan daalt de elektronegativiteit. Algemeen stijgt de elektronegativiteit diagonaal (van linksbeneden naar rechtsboven). Dat wil tevens zeggen dat het niet-metaalkarakter van de elementen toeneemt van linksbeneden naar rechtsboven. Hieronder staat een grafiek met daarop de elektronegativiteit van ieder element tot en met lawrencium (Lr). De voorgenoemde trends kunnen duidelijk worden onderscheiden.

Grafiek met elektronegativiteit van ieder element.

Naarmate het verschil in elektronegativiteit tussen 2 elementen in een binding toeneemt, stijgt het ionaire karakter en daalt het covalente karakter.

Elektronegativiteit van Pauling

Linus Pauling heeft een manier ontwikkeld om deze neiging getalsmatig 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: D(HH),D(FF) en D(HF). Deze zijn goed meetbaar. Indien de verbinding van twee elementen ook puur covalent is, is de dissociatie-energie bij benadering een geometrisch of meetkundig gemiddelde van die van de elementen:

E_covalent= [D(HH),D(FF)]^1/2

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

E_ionogeen=D(HF)- [D(HH),D(FF)]^1/2

Het blijkt empirisch dat wanneer twee-atomige moleculen bestaande uit combinaties van verschillende elementen vergeleken worden dat de wortel van E_ionogeen bij benadering optelbaar is. Zo is de schaal van Pauling ontstaan, waarbij aan ieder element een elektronegativiteit χ_X wordt toegekend. In goede benadering kan voor H-F E_ionogeen^1/2 gevonden worden uit:

E_ionogeen^1/2= K|χ_H-χ_F|

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

Voor HF vinden we E_ionogeen^1/2= K|χ_H-χ_F|=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.

Periodiek systeem met aanduiding van de elektronegativiteit per element.

Regelmatigheden

Over het algemeen stijgt de EN-waarde met de groep, en daalt die met de periode:

Voor een stijgende groep (constante periode) stijgt de lading van de atoomkern, zo is die lading van Lithium +3; van Boor +5, van fluor is die reeds +9. Hoe groter de atoomlading, hoe meer die het (negatieve) elektron zal aantrekken, en dus hoe groter de ENW.

Voor een stijgende periode (constante groep) stijgt de afstand tot de atoomkern en daalt aldus ook de aantrekkingskracht tussen het elektron en de kern; de ENW zal dan ook dalen.

Gebruik

Als gebruiksregels 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:

• Zoutzuur (HCl) is een polair covalente binding, want Δ ENW = 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.
• Keukenzout (NaCl) is ionair, want Δ ENW = 2,23.
• H₂ is apolair covalent, want Δ ENW = 0.

Mediabestanden

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