De elektronegativiteit het is een relatieve periodieke eigenschap die betrekking heeft op het vermogen van een atoom om elektronendichtheid aan te trekken uit zijn moleculaire omgeving. 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 geven, wordt gezegd dat ze dat zijn elektropositief, terwijl degenen die "bedekt" zijn met elektronen dat wel zijn elektronegatief. Er zijn veel manieren om deze eigenschap (of concept) uit te leggen en te observeren.
In elektrostatische potentiaalkaarten voor een molecuul (zoals die voor chloordioxide in de afbeelding hierboven, ClOtwee) het effect van de verschillende elektronegativiteiten voor chloor- en zuurstofatomen wordt waargenomen.
De rode kleur geeft de elektronenrijke gebieden van het molecuul δ- aan en de blauwe kleur geeft de elektronenarme gebieden 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 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. Het is om deze reden dat voor ClOtwee de zuurstofatomen (de rode bolletjes) zijn omgeven door een rode wolk, terwijl het chlooratoom (de groene bol) zijn omgeven door een blauwachtige wolk.
De definitie van elektronegativiteit hangt af van de benadering van het fenomeen, 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.
Artikel index
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 bij alle verbindingen hetzelfde is. Met andere woorden: elektronegativiteit varieert afhankelijk van het molecuul.
Ja voor het ClO-molecuultwee Als 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 N-O-binding, waardoor het O-N-O-molecuul (stikstofdioxide, NOtwee.
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 zijn er waarden die als referentie dienen en waarmee bijvoorbeeld kan worden voorspeld welk type binding wordt gevormd (ionisch of covalent).
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 A-B.
Hoe is dit? Theoretisch zijn covalente bindingen het meest stabiel, aangezien de verdeling van hun elektronen tussen twee atomen billijk is; dat wil zeggen, voor moleculen A-A en B-B delen beide atomen het elektronenpaar van de binding op dezelfde manier. Als A echter meer elektronegatief is, zal het paar meer A dan B zijn.
In dat geval is A-B niet langer volledig covalent, hoewel als hun elektronegativiteiten niet veel verschillen, kan worden gezegd dat hun binding een hoog covalent karakter heeft. Wanneer dit gebeurt, ondergaat de binding een kleine instabiliteit en krijgt hij extra energie als een product van het elektronegativiteitsverschil tussen A en B.
Hoe groter dit verschil, hoe groter de energie van de A-B-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.
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 een extern elektron eruit te "scheuren", en AE hoe stabiel het anion is dat in de gasfase wordt gevormd. Als beide eigenschappen een hoge magnitude hebben, dan is het element "liefhebber" van elektronen..
De Mulliken-elektronegativiteiten worden berekend met de volgende formule:
ΧM. = ½ (EI + AE)
Dat wil zeggen, χM. 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 hebben ongeveer betrekking op de volgende reconversie:
ΧP. = 1,35 (ΧM.1/2 - 1,37
Beide XM. als XP. het zijn dimensieloze waarden; dat wil zeggen, ze missen eenheden.
Er zijn andere elektronegativiteitsschalen, zoals de Sanderson- en Allen-schalen. Degene die volgt op de eerste twee is echter de schaal van Allred en Rochow (χARDeze keer is het gebaseerd op de effectieve nucleaire lading die een elektron ervaart op het oppervlak van atomen. Daarom is het direct gerelateerd aan de aantrekkelijke sterkte van de kern en het schermeffect..
Ongeacht de schalen of de waarden die je hebt, neemt de elektronegativiteit een tijdlang van rechts naar links toe, en van onder naar boven in de groepen. 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) donkerdere kleuren zijn..
Evenzo kan worden opgemerkt dat de hoofden van groepen (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.
De individuele atomen hebben een echte nucleaire lading Z en de externe elektronen ondergaan een effectieve nucleaire lading als gevolg van 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 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 waarschijnlijk rijker zijn aan elektronen..
Van hieruit 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 interageren met andere moleculen (dipool-dipool-interacties).
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..
Niemand heeft nog op dit artikel gereageerd.