Elektronegativiteit: verschil tussen versies

4 bytes toegevoegd ,  2 jaar geleden
k
leestekens, replaced: >-30< → >−30<, <sup>-</sup> → <sup>−</sup> met AWB
k (leestekens, replaced: >-30< → >−30<, <sup>-</sup> → <sup>−</sup> met AWB)
:<math>\mathrm{H_2\ +\ F_2\ \longrightarrow\ 2\ HF}</math>
 
Wanneer twee gelijke atomen een molecuul vormen, bijvoorbeeld een waterstofmolecuul (H-H) of een fluormolecuul (F-F), dan trekken zij met evenveel 'elektronische kracht' aan de elektronenwolk. De elektronenwolk is dan perfect symmetrisch verdeeld binnen het molecuul en dat bezit dus geen permanent dipoolmoment μ: de binding is strikt [[covalente binding|covalent]]. De binding tussen verschillende atomen, zoals in het HF-molecuul, 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 zijn. Men zou ook kunnen stellen dat statistisch gesproken voor een deel van de tijd het molecuul bestaat uit een H<sup>+</sup>- en een F<sup>-</sup>-ion. Waterstof doneert dan als het ware het elektron aan fluor, als gevolg van de verschillen in ionisatiepotentiaal en elektronenaffiniteit. Dit werd door [[Linus Pauling]] vervat in één begrip, de elektronegativiteit.
 
== Trends in de elektronegativiteit ==
:<math>\sqrt{E_\mathrm{ionogeen}} = K\cdot |\chi_\mathrm{H} - \chi_\mathrm{F}|</math>
 
Bovendien is de factor ''K'' zo gekozen dat χ<sub>H</sub>-χ<sub>F</sub> bij benadering de dipool van het molecuul in [[Debye (eenheid)|debye]] geeft (1 debye = 3,336 10<sup>-30−30</sup>[[Coulomb (eenheid)|C]]·[[meter|m]]).
 
Voor HF vinden we E<sub>ionogeen</sub><sup>1/2</sup>= K|χ<sub>H</sub>-χ<sub>F</sub>| = 10*|2,20-3,98| = 17,8 kJ en μ = 1,78 D. De gemeten waarde voor HF is μ = 1,91 D. Dit betekent dat waterstoffluoride ongeveer 1,78/1,91 of 93,19% ionair karakter en slechts 6,81% covalent karakter bezit.