Elektronegativiteit

Elektronegativiteit (EN, 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.

Een voorbeeld:

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

H₂ + F₂ => 2HF

Wanneer twee gelijke atomen een molecuul vormen, bijvoorbeeld een waterstofmolecuul H-H of een fluor molecuul F-F dan trekken zij met evenveel kracht aan de elektronenwolk. Het molecuul heeft dan geen dipoolmoment μ: de binding is covalent. De binding in het H-F molecuul is echter polair. De elektronenwolk wordt meer naar het fluoratoom toegetrokken dan naar het waterstofatoom. Dit komt omdat 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⁺ en een F^- ion.

[bewerk] Elektronegativiteit van Pauling

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 Debye's geeft (1 Debye =3,336 10^-30).

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

[bewerk] 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.

[bewerk] Gebruik

Δ ENW	type binding tussen 2 atomen
ΔENW >1,7	ionaire binding
0,5< ΔENW < 1,8	polaire covalente binding
ΔENW < 0,5	apolaire covalente binding

Zo is zoutzuur (HCl) een polaire covalente binding, Δ ENW = ENW(Cl)-ENW(H)~1.

Keukenzout (NaCl) daarentegen is ionair (Δ ENW = 2,23).

H₂ is apolair, Δ ENW = 0.