Atomen in moleculen worden bij elkaar gehouden door elektronen te delen. Een gedeeld paar elektronen wordt een chemische binding genoemd. Niet alle atomen delen evenveel elektronen. Sommigen van hen zijn egoïstischer dan anderen. Elektronegativiteit is een maat voor het vermogen van een atoom om een ​​paar gedeelde elektronen naar zich toe te trekken. Het verschil in elektronegativiteit tussen twee elementen bepaalt in welke mate de elektronen die zij delen ongelijk verdeeld zijn. De manier waarop elektronen worden gedeeld, helpt bij het bepalen van veel van de belangrijke eigenschappen van het molecuul, zoals oplosbaarheid.

Definitie

Elektronegativiteit wordt het eenvoudigst gedefinieerd als de trekkracht van een element op elektronen dat het deelt in een band . Wanneer twee atomen elektronen delen, bestaat er zoiets als een touwtrekken tussen hen. De elektronen zullen meer tijd besteden aan het meer elektronegatieve element, en hoe groter het verschil in elektronegativiteit, des te ongelijker het delen zal zijn. Als de twee elementen vergelijkbare elektronegativiteiten hebben, zullen ze daarentegen op een min of meer gelijke manier elektronen delen.

Elektronegativiteit meten

Chemici hebben geprobeerd verschillende manieren te bedenken om de elektronegativiteit over de hele linie te meten de jaren. De twee meest populaire schalen zijn die van de scheikundigen Robert Mulliken en Linus Pauling. In de Mulliken-schaal is de elektronegativiteit het gemiddelde van de hoeveelheid energie die nodig is om een ​​elektron uit een atoom te verwijderen en de hoeveelheid energie die vrijkomt wanneer het atoom een ​​elektron wint - de ionisatie-energie en de elektronenaffiniteit. De Pauling-schaal is gecompliceerder en is gebaseerd op de hoeveelheid energie die nodig is om een ​​band tussen twee elementen te verbreken. De twee schalen geven verschillende getallen voor elk element, maar de resultaten variëren in principe op dezelfde manier, zodat ze min of meer uitwisselbaar zijn. Beide schalen zijn unitloos, dus elk element krijgt een nummer toegewezen om aan te geven hoe elektronegatief het is ten opzichte van andere elementen. Hogere getallen betekenen een verhoogde elektronegativiteit in beide schalen.

Variatie in de tabel

Naarmate u het periodiek systeem of naar rechts omhoog gaat, neemt de elektronegativiteit doorgaans toe. Chloor is bijvoorbeeld meer elektronegatief dan broom, dat meer elektronegatief is dan jodium. Zuurstof is meer elektronegatief dan stikstof, dat meer elektronegatief is dan koolstof. Fluor is het meest elektronegatieve element, waarbij zuurstof op de tweede plaats komt. Koolstof en waterstof hebben vergelijkbare elektronegativiteiten, dus hebben ze de neiging elektronen min of meer gelijk te delen.

Ionische obligaties

Je kunt verschillen in elektronegativiteit gebruiken om obligaties in verschillende categorieën in te delen. Als een element veel elektronegatiever is dan het andere, zal het de elektronen behouden in plaats van ze te delen, dus het zal een negatieve lading hebben terwijl de partner een positieve lading heeft. De aantrekkingskracht tussen de tegengestelde ladingen houdt ze bij elkaar. Dit type binding wordt een ionische binding genoemd en komt redelijk vaak voor als elementen zoals natrium in de linkse kolom van het periodiek systeem reageren met elementen zoals chloor uiterst rechts. Natrium heeft bijvoorbeeld een elektronegativiteit van 0,9 op de Pauling-schaal, terwijl chloor een elektronegativiteit van 3,2 heeft. Als algemene regel geldt dat bindingen waarbij het elektronegativiteitsverschil groter is dan twee ionisch zijn.

Covalent Obligaties

In gevallen waarin het ene element iets meer elektronegatief is dan het andere, zullen de elektronen gedeeld, maar ongelijk verdeeld en zal meer tijd besteden aan het meer elektronegatieve atoom. De zuurstof-waterstofbinding in water en de zuurstof-koolstofbinding in koolstofdioxide zijn gebruikelijke voorbeelden. Zuurstof heeft een elektronegativiteit van 3,4 op de Pauling-schaal in vergelijking met 2,6 voor koolstof en 2,2 voor waterstof, dus het is aanzienlijk meer elektronegatief. Dit type binding wordt een polaire covalente binding genoemd. Als ten slotte twee elementen soortgelijke elektronegativiteiten hebben, zullen ze elektronen delen in een partnerschap dat een niet-polaire covalente binding wordt genoemd. Koolstof- en waterstofbinding is het meest voorkomende voorbeeld. Als algemene vuistregel hebben polaire covalente bindingen verschillen in elektronegativiteit in het bereik van 0,3 tot 2. Hoe groter het verschil in elektronegativiteit, hoe meer de binding polariseert. Dit is echter slechts een vuistregel en er zijn uitzonderingen.

Moleculaire eigenschappen

Sommige belangrijke eigenschappen van een molecuul, zoals oplosbaarheid, houden verband met hoe polair het is - in andere woorden, hoe ongelijk de elektronen in het molecuul worden gedeeld. Een algemene vuistregel voor oplosbaarheid is dat hetzelfde oplost als, wat betekent dat sterk polaire oplosmiddelen goed zijn in het oplossen van sterk polaire moleculen, terwijl niet-polaire oplosmiddelen goed zijn in het oplossen van niet-polaire moleculen.