Pdf downloaden
Pdf downloaden
In de scheikunde is ‘elektronegativiteit' een maat voor de kracht waarmee een atoom de elektronen in een atoombinding aantrekt. [1] X Bron Een atoom met een hoge elektronegativiteit trekt elektronen sterker aan, terwijl een atoom met een lage elektronegativiteit ze zwak aantrekt. Elektronegatieve waarden worden gebruikt om te voorspellen hoe verschillende atomen zich zullen gedragen in een binding, waardoor dit voor de basis van de scheikunde een belangrijke vaardigheid is.
Stappen
-
Begrijp dat chemische bindingen ontstaan wanneer atomen elektronen delen. Om elektronegativiteit te kunnen begrijpen is het belangrijk om eerst te begrijpen wat een ‘binding’ is. Alle atomen in een molecuul die met elkaar zijn ‘verbonden’ in een moleculair diagram hebben een atoombinding. In principe betekent dit dat ze twee elektronen delen — elk atoom draagt één elektron bij aan de binding.
- De exacte redenen dat atomen elektronen delen en een binding vormen gaan wat te ver voor dit artikel. Als je hier meer over wilt leren, lees dan dit artikel over de basiskennis van een atoombinding, of wikiHow's eigen artikelen over dit onderwerp.
-
Begrijp wat het effect is van elektronegativiteit op de elektronen in de binding. Wanneer twee atomen twee elektronen in een binding delen, dan doen ze dit niet in gelijke mate. Wanneer het ene atoom een hogere elektronegativiteit heeft dan het atoom waar de binding mee gevormd wordt, dan trekt het de twee elektronen in de binding dichter naar zichzelf toe. Een atoom met een zeer hoge elektronegativiteit kan de elektronen helemaal naar diens kant van de binding trekken, waardoor de elektronen nauwelijks nog worden gedeeld met het andere atoom.
- Bijvoorbeeld: in het molecuul NaCl (natriumchloride), heeft het chlooratoom een redelijk grote elektronegativiteit en natrium een redelijk lage elektronegativiteit. Daardoor zullen de elektronen naar het chloor worden getrokken en weg van het natrium.
-
Gebruik een elektronegativiteit-tabel als naslag. Een elektronegativiteit-tabel van elementen heeft de elementen op dezelfde manier gerangschikt als in een periodiek systeem, behalve dat in dit geval elk atoom is gelabeld met de elektronegativiteit ervan. Deze vind je in veel studieboeken en technische artikelen, maar ook online.
- Dit is een link naar een uitstekende elektronegativiteit-tabel. Merk op dat deze de elektronegativiteit volgens de Paulingschaal weergeeft, de schaal die het meest wordt gebruikt. [2] X Bron Er zijn echter nog andere manieren om elektronegativiteit te meten, waarvan er een hieronder zal worden getoond.
-
Onthoud dat elektronegativiteit zich leent voor snelle schattingen. Heb je geen elektronegativiteit-tabel bij de hand, dan kun je de elektronegativiteit van een atoom nog steeds schatten op basis van de plek waar het zich bevindt in het periodiek systeem. Als algemene regel geldt:
- De elektronegativiteit van een atoom wordt hoger als je naar rechts beweegt in het periodiek systeem.
- De elektronegativiteit van een atoom wordt hoger als je omhoog beweegt in het periodiek systeem.
- De atomen rechts bovenin hebben dus de hoogste elektronegativiteit en de atomen links onderin de laagste.
- Bijvoorbeeld: in het bovenstaande voorbeeld met NaCl, weet je dat chloor een hogere elektronegativiteit heeft dan natrium omdat het bijna helemaal rechts bovenin het systeem staat. Aan de andere kant staat natrium ver naar links, waardoor het een atoom is met een lagere waarde.
Advertentie
-
Bepaal het verschil in elektronegativiteit tussen de twee atomen. Wanneer twee atomen een binding vormen, dan kan het verschil in hun elektronegativiteit je meer vertellen over de kwaliteit van hun binding. Trek de kleinere elektronegativiteit af van de grotere om het verschil te bepalen.
- Bijvoorbeeld: als we kijken naar het molecuul HF, dan trekken we de elektronegativiteit van waterstof (2,1) af van fluor (4,0). 4,0 - 2.1= 1,9
-
Als het verschil ongeveer onder de 0,5 uitkomt, dan is de binding apolair covalent. Hierbij worden de elektronen bijna volledig gelijkwaardig gedeeld. Deze bindingen vormen geen moleculen met grote ladingverschillen aan beide zijden. Apolaire bindingen zijn vaak erg moeilijk om te breken. [3] X Bron
- Bijvoorbeeld: het molecuul O 2 heeft een dergelijk type binding. Omdat de beide zuurstofatomen dezelfde elektronegativiteit hebben is het verschil tussen hen 0.
-
Als het verschil tussen de 0,5-1,6 ligt, dan is de binding polair covalent. Deze bindingen hebben meer elektronen aan het ene uiteinde dan aan het andere. Dit maakt het molecuul net wat negatiever aan de kant met de elektronen en wat positiever aan de kant zonder elektronen. De disbalans in lading in deze bindingen maakt het mogelijk dat het molecuul deelneemt in bepaalde speciale reacties. [4] X Bron
- Een goed voorbeeld hiervan is het molecuul H 2 O (water). De O is elektronegatiever dan de twee H's, waardoor het de elektronen steviger aan zich bindt en het hele molecuul deels negatief wordt bij het O-atoom en deels positief bij de H-atomen.
-
Als het verschil meer is dan 2,0, dan is de binding ionisch. In deze bindingen bevinden de elektronen zich volledig aan een uiteinde van de binding. Het meer elektronegatieve atoom wint aan negatieve lading en het minder elektronegatieve atoom krijgt meer positieve lading. Dit soort bindingen zorgt ervoor dat de bijbehorende atomen goed kunnen reageren met andere atomen en zelfs uit elkaar getrokken kunnen worden door polaire atomen.
- Een voorbeeld hiervan is NaCl (natriumchloride). Chloor is zo elektronegatief dat het beide elektronen in de binding helemaal naar zich toetrekt, waardoor natrium een positieve lading krijgt.
-
Als het verschil tussen 1,6-2,0 ligt, controleer dan of er een metaal aanwezig is. Als er wel een metaal in de binding aanwezig is, dan is de binding ionisch . Als er alleen maar niet-metalen in zitten, dan is de binding polair covalent
- De meeste atomen aan de linkerzijde en in het midden van het periodiek systeem zijn atomen. Deze pagina heeft een tabel waarin wordt aangegeven welke elementen metalen zijn. [5] X Bron
- Het eerder genoemde voorbeeld met HF valt in deze categorie. Omdat H en F geen metalen zijn, hebben ze een polaire covalente binding.
Advertentie
-
Zoek de eerste ionisatie-energie van het atoom. Mulliken-elektronegativiteit is een iets andere manier om de elektronegativiteit te meten dan die gebruikt is in de bovenstaande Pauling tabel. Om de Mulliken-elektronegativiteit van een bepaald atoom te vinden, zal je eerst de ionisatie-energie van dat atoom moeten vinden. Dit is de energie vereist om het atoom een enkel elektron te laten ontladen.
- Dit is iets dat je waarschijnlijk op zal moeten zoeken in scheikundige naslagwerken. Deze site heeft een goede tabel die je zou kunnen gebruiken (scroll naar beneden om het te vinden). [6] X Bron
- Een voorbeeld: Stel dat we de elektronegativiteit van lithium (Li) willen bepalen. In de tabel op de bovenstaande site lezen we dat de eerste ionisatie-energie gelijk is aan 520 kJ/mol .
-
Zoek de elektronenaffiniteit van het atoom. Dit is een maat voor de energie die gewonnen wordt, wanneer een elektron wordt toegevoegd aan een atoom om een negatief ion te creëren. Nogmaals, dit is iets wat je in een naslagwerk op zal moeten zoeken. Deze site heeft bronnen die je misschien wilt bekijken. [7] X Bron
- De elektronenaffiniteit van y of lithium is 60 KJ mol -1 .
-
Los de Mulliken-elektronegativiteit met de vergelijking op. Wanneer je kJ/mol als eenheid gebruikt voor de energie, dan is de vergelijking van de Mulliken-elektronegativiteit gelijk aan EN Mulliken =(1,97×10 −3 )(E i +E ea ) + 0,19 . Verwerk je waarden in de vergelijking en los op voor EN Mulliken .
- In ons voorbeeld lossen we dit op deze manier op:
-
- EN Mulliken =(1,97×10 −3 )(E i +E ea ) + 0,19
- EN Mulliken =(1,97×10 −3 )(520 + 60) + 0,19
- EN Mulliken =1,143 + 0,19= 1,333
-
Advertentie - In ons voorbeeld lossen we dit op deze manier op:
Tips
- Behalve de Pauling- en Mulliken-schalen, zijn er andere elektronegativiteit-schalen, waaronder de Allred–Rochow, de Sanderson en de Allen. Deze hebben allemaal eigen vergelijkingen voor het berekenen van de elektronegativiteit (waarvan enkele behoorlijk complex kunnen worden).
- Elektronegativiteit heeft geen eenheden .
Advertentie
Bronnen
- ↑ http://www.chemguide.co.uk/atoms/bonding/electroneg.html
- ↑ http://www.tutor-homework.com/Chemistry_Help/electronegativity_table/electronegativity.html
- ↑ http://study.com/academy/lesson/polar-and-nonpolar-covalent-bonds-definitions-and-examples.html
- ↑ http://study.com/academy/lesson/polar-and-nonpolar-covalent-bonds-definitions-and-examples.html
- ↑ http://www.tutor-homework.com/Chemistry_Help/electronegativity_table/electronegativity.html
- ↑ http://chemwiki.ucdavis.edu/Physical_Chemistry/Physical_Properties_of_Matter/Atomic_and_Molecular_Properties/Ionization_Energy
- ↑ http://chemwiki.ucdavis.edu/Physical_Chemistry/Physical_Properties_of_Matter/Atomic_and_Molecular_Properties/Electron_Affinity
- http://dl.clackamas.edu/ch104-07/electron.htm
- http://www.chemistry.ohio-state.edu/~woodward/ch754/electro.htm
Advertentie
Meld je aan voor de gratis nieuwsbrief van wikiHow!
Je vindt dan elke week handige handleidingen in je inbox.
Meld me aan!
