ELEKTRONEGATIVITEIT: SCHALEN, VARIATIE, BRUIKBAARHEID EN VOORBEELDEN - CHEMIE - 2025

De elektronegativiteit is een periodieke eigenschap die betrekking heeft op het vermogen van een atoom om elektronendichtheid van zijn moleculaire omgeving aan te trekken. Het is de neiging van een atoom om elektronen aan te trekken wanneer het aan een molecuul is bevestigd. Dit wordt weerspiegeld in het gedrag van veel verbindingen en in hoe ze intermoleculair met elkaar interageren.

Niet alle elementen trekken in dezelfde mate elektronen van aangrenzende atomen aan. In het geval van degenen die gemakkelijk elektronendichtheid opgeven, wordt gezegd dat ze elektropositief zijn, terwijl degenen die zichzelf "bedekken" met elektronen elektronegatief zijn. Er zijn veel manieren om deze eigenschap (of concept) uit te leggen en te observeren.

Bron: Wikipedia Commons.

In de elektrostatische potentiaalkaarten voor een molecuul (zoals die voor chloordioxide in de afbeelding hierboven, ClO ₂ ) wordt bijvoorbeeld het effect van verschillende elektronegativiteiten waargenomen voor de chloor- en zuurstofatomen.

De rode kleur geeft de elektronenrijke gebieden van het molecuul δ- aan en de blauwe kleur geeft de elektronenarme δ + aan. Na een reeks rekenkundige berekeningen kan dit type kaart dus worden vastgesteld; veel van hen laten een directe relatie zien tussen de locatie van de elektronegatieve atomen en δ-.

Het kan ook als volgt worden gevisualiseerd: binnen een molecuul is de kans groter dat de doorvoer van elektronen plaatsvindt in de buurt van de meest elektronegatieve atomen. Om deze reden zijn voor ClO ₂ de zuurstofatomen (de rode bolletjes) omgeven door een rode wolk, terwijl het chlooratoom (de groene bol) een blauwachtige wolk is.

De definitie van elektronegativiteit hangt af van de benadering die aan het fenomeen wordt gegeven, er zijn verschillende schalen die het vanuit bepaalde aspecten beschouwen. Alle schalen hebben echter gemeen dat ze worden ondersteund door de intrinsieke aard van atomen.

Elektronegativiteitsschalen

Elektronegativiteit is geen eigenschap die kan worden gekwantificeerd, noch heeft het absolute waarden. Waarom? Omdat de neiging van een atoom om elektronendichtheid naar zich toe te trekken niet in alle verbindingen hetzelfde is. Met andere woorden: elektronegativiteit varieert afhankelijk van het molecuul.

Als voor het ClO ₂ -molecuul het Cl-atoom zou worden vervangen door het N-atoom, dan zou ook de neiging van O om elektronen aan te trekken veranderen; het kan toenemen (de wolk roder maken) of afnemen (kleur verliezen). Het verschil zou liggen in de nieuwe gevormde NO-binding, dus met het ONO-molecuul (stikstofdioxide, NO ₂ ).

Omdat de elektronegativiteit van een atoom niet hetzelfde is voor al zijn moleculaire omgevingen, is het noodzakelijk om het te definiëren in termen van andere variabelen. Op deze manier hebben we waarden die als referentie dienen en waarmee bijvoorbeeld het type binding dat wordt gevormd (ionisch of covalent) kan worden voorspeld.

Pauling schaal

De grote wetenschapper en winnaar van twee Nobelprijzen, Linus Pauling, stelde in 1932 een kwantitatieve (meetbare) vorm van het elektronegatieve voor, bekend als de Pauling-schaal. Daarin was de elektronegativiteit van twee elementen, A en B, die bindingen vormen, gerelateerd aan de extra energie die geassocieerd is met het ionische karakter van de binding AB.

Hoe is dit? Theoretisch zijn covalente bindingen het meest stabiel, aangezien de verdeling van hun elektronen over twee atomen billijk is; dat wil zeggen, voor de moleculen AA en BB delen beide atomen het elektronenpaar van de binding op dezelfde manier. Als A echter elektronegatiever is, komt dat paar meer uit A dan uit B.

In dat geval is AB niet langer volledig covalent, hoewel als zijn elektronegativiteiten niet veel verschillen, kan worden gezegd dat zijn binding een hoog covalent karakter heeft. Wanneer dit gebeurt, ondergaat de binding een kleine instabiliteit en krijgt hij extra energie als product van het elektronegativiteitsverschil tussen A en B.

Hoe groter dit verschil, hoe groter de energie van de AB-binding en dus hoe groter het ionische karakter van die binding.

Deze schaal vertegenwoordigt de meest gebruikte schaal in de chemie en de elektronegativiteitenwaarden zijn voortgekomen uit de toewijzing van een waarde van 4 voor het fluoratoom. Van daaruit konden ze die van de andere elementen berekenen.

Mulliken schaal

Hoewel de Pauling-schaal te maken heeft met de energie die met de bindingen is geassocieerd, is de Robert Mulliken-schaal meer gerelateerd aan twee andere periodieke eigenschappen: ionisatie-energie (EI) en elektronenaffiniteit (AE).

Een element met hoge EI- en AE-waarden is dus erg elektronegatief en zal daarom elektronen uit zijn moleculaire omgeving aantrekken.

Waarom? Omdat EI weergeeft hoe moeilijk het is om er een extern elektron uit te "scheuren", en AE hoe stabiel het gevormde anion is in de gasfase. Als beide eigenschappen grote magnitudes hebben, dan is het element "liefhebber" van elektronen.

De Mulliken-elektronegativiteiten worden berekend met de volgende formule:

Χ _M = ½ (EI + AE)

Dat wil zeggen, χ _M is gelijk aan de gemiddelde waarde van EI en AE.

In tegenstelling tot de Pauling-schaal, die afhankelijk is van welke atomen bindingen vormen, is deze echter gerelateerd aan eigenschappen van de valentie-toestand (met zijn meest stabiele elektronische configuraties).

Beide schalen genereren vergelijkbare elektronegativiteitswaarden voor de elementen en zijn ongeveer gerelateerd aan de volgende reconversie:

Χ _P = 1,35 (Χ _M ) ^1/2 - 1,37

Zowel X _M als X _P zijn dimensieloze waarden; dat wil zeggen, ze missen eenheden.

AL Allred en E. Rochow schaal

Er zijn andere elektronegativiteitsschalen, zoals de Sanderson- en Allen-schalen. Degene die echter op de eerste twee volgt, is de schaal van Allred en Rochow (χ _AR ). Deze keer is het gebaseerd op de effectieve nucleaire lading die een elektron ervaart op het oppervlak van de atomen. Daarom is het direct gerelateerd aan de aantrekkingskracht van de kern en het schermeffect.

Hoe varieert elektronegativiteit in het periodiek systeem?

Bron: Bartux op nl.wikipedia.

Ongeacht de schalen of waarden die je hebt, neemt de elektronegativiteit een tijdlang van rechts naar links toe, en in groepen van onder naar boven. Het neemt dus toe naar de diagonaal rechtsboven (helium niet meegerekend) totdat het fluor ontmoet.

In de afbeelding hierboven kun je zien wat er zojuist is gezegd. In het periodiek systeem worden de Pauling-elektronegativiteiten uitgedrukt als functie van de kleuren van de cellen. Omdat fluor het meest elektronegatief is, heeft het een meer prominente paarse kleur, terwijl de minst elektronegatieve (of elektropositieve) donkere kleuren.

Evenzo kan worden opgemerkt dat de groepshoofden (H, Be, B, C, enz.) Lichtere kleuren hebben, en dat als men door de groep afdaalt, de andere elementen donkerder worden. Waar gaat dit over? Het antwoord is opnieuw zowel in de eigenschappen EI, AE, Zef (effectieve nucleaire lading) als in de atoomstraal.

Het atoom in het molecuul

De individuele atomen hebben een echte nucleaire lading Z en de externe elektronen lijden aan een effectieve nucleaire lading door het afschermende effect.

Terwijl het over een periode beweegt, neemt Zef toe op een manier dat het atoom samentrekt; dat wil zeggen, de atoomstralen worden in de loop van een periode verminderd.

Dit heeft tot gevolg dat op het moment dat het ene atoom met het andere wordt verbonden, de elektronen naar het atoom met de hoogste Zef zullen “stromen”. Dit geeft ook een ionisch karakter aan de binding als er een duidelijke neiging is voor elektronen om naar een atoom te gaan. Is dit niet het geval, dan spreken we van een overwegend covalente binding.

Om deze reden varieert de elektronegativiteit volgens de atoomstralen, Zef, die op hun beurt nauw verwant zijn aan EI en AE. Alles is een ketting.

Waar is het voor?

Waar is elektronegativiteit voor? In principe om te bepalen of een binaire verbinding covalent of ionisch is. Wanneer het elektronegativiteitsverschil erg hoog is (met een snelheid van 1,7 eenheden of meer), wordt gezegd dat de verbinding ionisch is. Het is ook nuttig om in een structuur te onderscheiden welke gebieden mogelijk rijker zijn aan elektronen.

Vanaf hier kan worden voorspeld welk mechanisme of welke reactie de verbinding kan ondergaan. In elektronenarme gebieden, δ +, kunnen negatief geladen soorten op een bepaalde manier werken; en in elektronenrijke gebieden kunnen hun atomen op zeer specifieke manieren een interactie aangaan met andere moleculen (dipool-dipool-interacties).

Voorbeelden (chloor, zuurstof, natrium, fluor)

Wat zijn de elektronegativiteitswaarden voor chloor-, zuurstof-, natrium- en fluoratomen? Wie is na fluor het meest elektronegatief? Met behulp van het periodiek systeem wordt opgemerkt dat natrium een ​​donkerpaarse kleur heeft, terwijl de kleuren voor zuurstof en chloor visueel sterk op elkaar lijken.

De elektronegativiteitswaarden voor de Pauling-, Mulliken- en Allred-Rochow-schalen zijn:

Na (0,93, 1,21, 1,01).

Of (3,44, 3,22, 3,50).

Cl (3,16, 3,54, 2,83).

F (3,98, 4,43, 4,10).

Merk op dat bij de numerieke waarden een verschil wordt waargenomen tussen de negativiteiten van zuurstof en chloor.

Volgens de schaal van Mulliken is chloor meer elektronegatief dan zuurstof, in tegenstelling tot de schaal van Pauling en Allred-Rochow. Het elektronegativiteitsverschil tussen de twee elementen is zelfs nog duidelijker met behulp van de Allred-Rochow-schaal. En tot slot is fluor, ongeacht de gekozen schaal, het meest elektronegatief.

Daarom, als er een F-atoom in een molecuul zit, betekent dit dat de binding een hoog ionisch karakter zal hebben.

Referenties

1. Shiver & Atkins. (2008). Anorganische scheikunde. (Vierde editie., Pagina 30 en 44). Mc Graw Hill.
2. Jim Clark. (2000). Elektronegativiteit. Genomen uit: chemguide.co.uk
3. Anne Marie Helmenstine, Ph.D. (11 december 2017). Elektronegativiteitsdefinitie en voorbeelden. Ontleend aan: thoughtco.com
4. Mark E. Tuckerman. (5 november 2011). Elektronegativiteitsschaal. Genomen uit: nyu.edu
5. Wikipedia. (2018). Elektronegativiteit. Overgenomen van: es.wikipedia.org