Elektronegativiteit: verschil tussen versies

57 bytes toegevoegd ,  8 jaar geleden
div taalkundige verbeteringen
(div taalkundige verbeteringen)
:<math>\mathrm{H_2\ +\ F_2 \longrightarrow\ 2\ HF}</math>
 
Wanneer twee gelijke atomen een molecuul vormen, bijvoorbeeld een waterstofmolecule (H-H) of een fluormolecule (F-F), dan trekken zij met evenveel elektronische kracht aan de elektronenwolk. De elektronenwolk is dan perfect symmetrisch verdeeld binnen de molecule en zij bezit dus geen permanent dipoolmoment {{Math|μ}}: de binding is [[covalente binding|covalent]]. De binding tussen verschillende atomen, zoals in dehet HF-moleculemolecuul, is echter [[polaire verbinding|polair]]. De elektronenwolk wordt meer naar het fluoratoom toegetrokken dan naar het waterstofatoom. Dit komt doordat de [[ionisatiepotentiaal]] en de [[elektronenaffiniteit]] van de beide elementen verschillend is. Men zoudzou ook kunnen stellen dat statistisch gesproken voor een deel van de tijd de molecule bestaat uit een H<sup>+</sup>- en een F<sup>-</sup>-ion. Waterstof doneert dan als het ware het elektron aan fluor, tenals gevolgegevolg van de verschillen in ionisatiepotentiaal en elektronenaffiniteit. Dit werd door [[Linus Pauling]] vervat in 1 begrip, de elektronegativiteit.
 
== Trends in de elektronegativiteit ==
Algemeen kunnen, door het rangschikken van de elementen naar elektronegativiteit, enkele trends worden waargenomen met betrekking tot de elektronegativiteit. Wanneer men van links naar rechts gaat in een periode, dan stijgt de elektronegativiteit, omdat dan de atoomstraal kleiner is en zijn er meer protonen. Als gevolg gaat ons kern harder trekken aan vreemde electronenelektronen. Gaat men van boven naar beneden, dan daalt de elektronegativiteit. Algemeen stijgt de elektronegativiteit diagonaal (van linksbeneden naar rechtsboven). Dat wil tevens zeggen dat het niet-metaalkarakter van de elementen toeneemt van linksbeneden naar rechtsboven. Hieronder staat een grafiek met daarop de elektronegativiteit van ieder element tot en met [[lawrencium]] (Lr). De voorgenoemde trends kunnen duidelijk worden onderscheiden.
 
[[Bestand:Electronegativity scale.png|900px|center|Grafiek met elektronegativiteit van ieder element.]]
 
== Elektronegativiteit van Pauling ==
[[Linus Pauling]] heeft een manier ontwikkeld om deze neigingeigenschap getalsmatigper scheikundig element in een getal uit te drukken en om de grootte van de [[dipool]] van het molecuul te voorspellen. Hij ging uit van de [[dissociatie (scheikunde)|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 [[meetkundig gemiddelde|geometrisch of meetkundig gemiddelde]] van die van de elementen:
 
:E<sub>covalent</sub>= [D(HH),D(FF)]<sup>1/2</sup>
 
== Regelmatigheden ==
Over het algemeen stijgt de EN-waardeENW met de [[Groep (periodiek systeem)|groep]], en daalt die met de [[Periode (periodiek systeem)|periode]]:
 
Voor een stijgende groep (constante periode) stijgt de lading van de atoomkern, zo is die lading van [[Lithium (element)|Lithium]] +3; van [[Boor (element)|Boor]] +5, van [[Fluor (element)|fluor]] is die reeds +9. Hoe groter de atoomlading, hoe meer die het (negatieve) elektron zal [[elektrostatica|aantrekken]], en dus hoe groter de ENW.
758

bewerkingen