elektronegativiteit geeft de neiging van een atoom aan om een elektronenpaar in een covalente binding aan te trekken, die optreedt wanneer dit atoom een of meer elektronenparen deelt.
Als twee gebonden atomen dezelfde elektronegativiteitswaarden hebben, delen ze elektronen gelijk in een covalente binding. Gewoonlijk worden de elektronen in een chemische binding echter meer aangetrokken door het ene atoom (het meest elektronegatieve) dan door het andere.
Als de elektronegativiteitswaarden heel verschillend zijn, worden de elektronen niet gedeeld. Een atoom monopoliseert in dit geval de bindingselektronen van het andere atoom, waardoor een ionische binding.
Voorbeelden van elektronegativiteit
Een voorbeeld van elektronegativiteit is het chlooratoom, dat een hogere elektronegativiteit heeft dan het waterstofatoom. Daarom zullen de bindende elektronen dichter bij de zijn kl (chloor) dat van H (waterstof) in het molecuul van HCl (zoutzuur of waterstofchloride).
Een ander voorbeeld is wat er gebeurt in het O2 (zuurstof) molecuul, waar beide atomen dezelfde elektronegativiteit hebben. Dat wil zeggen, de elektronen in de covalente binding worden gelijkelijk verdeeld tussen de twee zuurstofatomen.
Elektronegativiteit op het periodiek systeem
Er kan worden gezegd dat elektronegativiteit een periodieke eigenschap is die van links naar rechts en van onder naar boven op het periodiek systeem toeneemt.
Elektronegativiteit en ionisatie-energie volgen dezelfde trend als het periodiek systeem, dus elementen met een lage ionisatie-energie hebben meestal ook een lage elektronegativiteit.
De kernen van deze atomen oefenen geen sterke aantrekkingskracht uit op elektronen. Evenzo hebben elementen met hoge ionisatie-energieën de neiging om hoge elektronegativiteitswaarden te hebben, en de atoomkern oefent een sterke invloed uit op elektronen.
Voorbeeld van elektronegativiteit in het periodiek systeem, gevonden in zijn grootste hoeveelheid in de elementen van links naar rechts.
Het meest elektronegatieve element is de Fluor (F) en de minder elektronegatieve (of meer elektropositieve) elementen zijn de francium (Fr) en de Cesium (Cs).
Edelgassen daarentegen hebben geen of onbeduidende elektronegativiteit omdat ze geen chemische bindingen aangaan.
Elektronegativiteitsschaal
DE Pauling schaal wordt het meest gebruikt om de elektronegativiteit te berekenen. Het is gemaakt door Linus Pauling, die de elektronegativiteit van fluor toekende als 4 en Francium als 0,7 en, berekende vervolgens de elektronegativiteit van andere elementen tussen die getallen, met behulp van energieën van Koppeling.
Bij het uitvoeren van berekeningen op een breed scala aan verbindingen wordt echter een elektronegativiteit van 3,98 toegeschreven aan fluor. Dit komt omdat deze waarde een betere interne consistentie geeft.
Een andere schaal is de Mulliken-schaal, die de elektronegativiteitswaarden baseert op de volgende vergelijking: Elektronegativiteit = 0,5 x (ionisatiepotentiaal + elektronische affiniteit)
Elektronegativiteit is een relatieve schaal, dat wil zeggen, het wordt berekend en niet gemeten.
Verschil tussen elektronegativiteit en elektropositiviteit
In elektronegativiteit kan een atoom een gedeeld elektronenpaar aantrekken in zijn gecombineerde staat. Bij elektropositiviteit kan het atoom een gedeeld elektronenpaar uitschakelen in zijn gecombineerde staat.
Merk dan op dat beide tegenstrijdige termen zijn, dat wil zeggen, een meer elektronegatief atoom is bijgevolg minder elektropositief en vice versa. Verder zijn deze waarden afhankelijk van het atoom waaraan het zich bindt tijdens covalente binding.
Zie ook de betekenis van:
- Chemie
- Linus Pauling-diagram.
