Back to chapter

9.7:

Elektronegativiteit

JoVE Core
Chemistry
A subscription to JoVE is required to view this content.  Sign in or start your free trial.
JoVE Core Chemistry
Electronegativity

Languages

Share

Niet-metalen vormen covalente bindingen door elektronen te delen. Maar worden deze elektronen gelijk verdeeld over beide atomen, of trekt het ene atoom de elektronen meer aan dan het andere? Het Lewis-model geeft alle covalente bindingen weer als gelijkelijk gedeelde elektronen;dit is echter niet altijd het geval.Als gasvormige stikstof bijvoorbeeld in een elektrisch veld wordt geplaatst, zal het zich gelijkmatig tussen de polen oriënteren. Maar wanneer gasvormig waterstofchloride, een neutraal molecuul, in een elektrisch veld wordt geplaatst, oriënteert de waterstof zich naar de kathode en chloor naar de anode, wat aangeeft dat waterstof een gedeeltelijke positieve lading heeft en chloor een gedeeltelijke negatieve lading. Het vermogen van een atoom om elektronen naar zichzelf toe te trekken, wordt elektronegativiteit genoemd.Chloor zou dus elektronegatiever zijn dan waterstof, waarbij het de gedeelde elektronen naar zichzelf toe trekt, terwijl het de verwijdering van zijn eigen elektronen weerstaat. Dit maakt de binding echter niet ionisch. In een ionische binding worden elektronen overgedragen van metalen naar niet-metalen, terwijl in HCl de elektronen ongelijk verdeeld zijn.De elektronendichtheid is hoger op het chloor dan op het waterstofatoom en vormt een polaire covalente binding. Hoe groter het verschil in elektronegativiteit tussen twee atomen, hoe meer polair de binding zal zijn. Dus, naast niet-polaire covalente of ionische bindingen, worden polaire covalente bindingen gevonden in een grote verscheidenheid aan verbindingen.De Amerikaanse chemicus Linus Pauling bestudeerde energieën die nodig zijn om bindingen in moleculen zoals diatomisch chloor of waterstof te verbreken. Hij stelde een elektronegativiteitsschaal op op basis van thermochemische gegevens, die helpt bij het voorspellen van bindingstypen. Elektronegativiteit wordt geassocieerd met de ionisatie-energie en elektronenaffiniteit van de atomen.In het periodiek systeem nemen de elektronegativiteitswaarden toe van links naar rechts metalen zijn minder elektronegatief in vergelijking met niet-metalen, met uitzondering van overgangsmetalen. Bovendien nemen de elektronegativiteitswaarden af langs de kolom en met toenemende atomaire grootte, omdat atomen minder in staat zijn elektronen naar zichzelf aan te trekken. Fluor, het meest elektronegatieve element, heeft de willekeurig toegewezen elektronegativiteitswaarde van 3, 98.Francium, aan de andere kant, is het minst elektronegatieve element met een elektronegativiteitswaarde van 0, 7. Elektronegativiteit heeft geen eenheid;het kan niet experimenteel worden bepaald.

9.7:

Elektronegativiteit

Whether a bond is nonpolar or polar covalent is determined by a property of the bonding atoms called electronegativity. 

Electronegativity values of the elements were proposed by one of the most famous chemists of the twentieth century: Linus Pauling. Pauling investigated the energies required to break bonds in heteronuclear molecules such as hydrogen and fluoride. Based on the values, he proposed that the energy required to break a bond will be the average of bond energies of H2 (436 kJ/mol) and F2 (155 kJ/mol), i.e., 296 kJ/mol. However, the experimentally obtained bond energy of HF is 565 kJ/mol, which is much higher than the predicted value. To account for this difference, Pauling suggested that the bond must have an ionic character, which is determined by the concept of electronegativity. 

Electronegativity is a measure of the tendency of an atom to attract electrons (or electron density) towards itself. 

Electronegativity determines how the shared electrons are distributed between the two atoms in a bond. The more strongly an atom attracts the electrons in its bonds, the larger its electronegativity. Electrons in a polar covalent bond are shifted toward the more electronegative atom; thus, the more electronegative atom is the one with the partial negative charge. The greater the difference in electronegativity, the more polarized the electron distribution and the larger the partial charges of the atoms.

Electronegativity and the Periodic Table

  • Electronegativity increases from left to right across a period in the periodic table and decreases down a group. 
  • The electronegativity values derived by Pauling follow predictable periodic trends, with the higher electronegativities toward the upper right of the periodic table.
  • Thus, the nonmetals, which lie in the upper right, tend to have the highest electronegativities, with fluorine the most electronegative element of all (EN = 4.0). 
  • Metals tend to be less electronegative elements, and the group 1 metals have the lowest electronegativities. 
  • Noble gases are excluded from the electronegativity list because these atoms usually do not share electrons with other atoms since they have a full valence shell. (While noble gas compounds such as XeO2 do exist, they can only be formed under extreme conditions, and thus they do not fit neatly into the general model of electronegativity.)

Electronegativity versus Electron Affinity

Be careful not to confuse electronegativity and electron affinity. The electron affinity of an element is a measurable physical quantity, namely, the energy released or absorbed when an isolated gas-phase atom acquires an electron, measured in kJ/mol. Electronegativity, on the other hand, describes how tightly an atom attracts electrons in a bond. It is a dimensionless quantity that is calculated, not measured. Pauling derived the first electronegativity values by comparing the amounts of energy required to break different types of bonds. He chose an arbitrary relative scale ranging from 0 to 4.

This text is adapted from Openstax, Chemistry 2e, Section: 7.2 Covalent Bonding.