Elektronegatieve waarde (elektronegativiteit) van atomen en polariteit van covalente bindingen

Blok 1: Definitie van elektronegativiteit

Definitie

Elektronegativiteit is het vermogen van een atoom om, binnen een chemische binding, het bindende elektronenpaar sterker naar zich toe te trekken. De elektronegatieve waarde wordt doorgaans aangeduid met de afkorting EN. Hoe hoger de elektronegatieve waarde, hoe krachtiger het atoom bindingselektronen aantrekt. Dit concept is fundamenteel voor het begrijpen van de verdeling van elektronen binnen moleculen en bepaalt in belangrijke mate de aard van chemische bindingen.

Belangrijke concepten

Elektronegativiteit is geen absolute, maar een relatieve grootheid, waarbij gebruik wordt gemaakt van verschillende meetschalen. De bekendste is de Pauling-schaal, waarop de elementen fluor (hoogste EN) en cesium (laagste EN voor een stabiel element) de uiterste waarden innemen. EN is sterk afhankelijk van de kernlading (aantal protonen) en de afstand tussen de kern en het bindend elektronenpaar. Binnen een periode stijgt EN doorgaans van links naar rechts als gevolg van toenemende kernlading bij een gelijke energieniveau, terwijl binnen een groep EN daalt omwille van toename van de straal van het atoom.

Formules en berekeningen

Er bestaan geen universele formules om EN direct te berekenen, aangezien het om een empirisch bepaalde schaal gaat. Wel wordt de verandering in bindingsenergie soms gebruikt als basis voor de Pauling EN-schaal:

$$\Delta E = D_{AB} - \sqrt{D_{AA} \cdot D_{BB}}$$

waarbij $D_{AB}$ de dissociatie-energie van de heteronucleaire binding is, en $D_{AA}$ en $D_{BB}$ die van de homonucleaire bindingen. Deze benadering wordt vooral theoretisch gebruikt. In eindexamengebonden context wordt meestal gewerkt met opgegeven EN-waarden uit tabellen.

Praktijkvoorbeelden

Voorbeeld 1

Binnen het watermolecuul ($H_2O$), heeft zuurstof een EN van 3.44 en waterstof een EN van 2.20 (Pauling-schaal). Het verschil bedraagt 1.24, wat verklaart waarom de binding tussen O en H duidelijk polair is. Zuurstof trekt de elektronen aan, wat leidt tot een ongelijk verdeelde elektronendichtheid rondom de atomen.

Voorbeeld 2

In het molecuul chloromethaan ($CH_3Cl$), heeft koolstof een EN van 2.55, waterstof 2.20, en chloor 3.16. Het verschil tussen C en Cl veroorzaakt een sterke asymmetrie binnen het molecule, opnieuw door het verschil in elektronegativiteit. Dit resulteert in een polaire binding, waarbij chloor de elektronen aantrekt.

Veel gemaakte fouten

• Het verwarren van elektronegativiteit (EN) met elektronenaffiniteit, hoewel beide eigenschappen betrekking hebben op de omgang met elektronen, is hun fysische betekenis volledig verschillend.

• EN-waarden zomaar optellen of aftrekken zonder rekening te houden met het feit dat ze relatieve waarden zijn op een empirische schaal.

• Aannemen dat een verschil in elektronegativiteit onmiddellijk wijst op een ionaire binding. Enkel bij zeer grote verschillen (>1.7 volgens Pauling) spreken we van een quasi-ionaire situatie; lagere verschillen resulteren in polaire covalente bindingen.

• Het niet meenemen van omgevingsfactoren zoals hybridisatie of oxidatietoestand, die subtiele wijzigingen in effectieve EN-waarde kunnen veroorzaken.

Blok 2: Polariteit van covalente bindingen

Definitie

Een binding is polair wanneer de elektronendichtheid tussen de betrokken atomen ongelijk verdeeld is, ten gevolge van een verschil in elektronegativiteit. De polariteit van een covalente binding geeft aan in welke mate het ene atoom een partiële (gedeeltelijke) lading krijgt ten opzichte van het andere, aangeduid met respectievelijk δ– (delta-min) voor het meer elektronegatieve atoom en δ+ (delta-plus) voor het minder elektronegatieve atoom.

Belangrijke concepten

De polariteit binnen een binding wordt volledig bepaald door het relatieve verschil in EN tussen de betrokken atomen:

• Is het verschil verwaarloosbaar (meestal < 0.5), dan is de binding apolair covalent.

• Is het verschil significant, maar niet extreem groot (ongeveer 0.5 tot 1.7), dan is de binding polair covalent. Het elektronenpaar is verschoven naar het meest elektronegatieve atoom, dat daarmee een gedeeltelijke negatieve lading krijgt (δ–).

• Wanneer het verschil groter is dan circa 1.7, is de binding eerder ionair van karakter, waarbij het elektronenpaar quasi volledig door één atoom wordt aangetrokken.

Het gebruik van de notaties δ– en δ+ is essentieel om aan te tonen dat het niet om volledige (ionaire) ladingen gaat, maar om partiële ladingen veroorzaakt door ongelijke verdeling van elektronen binnen de binding.

Formules en berekeningen

Er bestaat geen directe formule voor het bepalen van een binding als polair of niet-polair, maar de mate van polariteit kan worden ingeschat via het electronegativiteitsverschil (ΔEN):

$$\Delta EN = EN_{atoom\,1} - EN_{atoom\,2}$$

Hoe groter de ΔEN, des te polairder de binding. Experimenteler wordt de bindingspolariteit soms gekwantificeerd via het dipoolmoment ($\mu$), waarbij geldt:

$$\mu = q \cdot d$$

met $q$ de grootte van de partiële lading (gemeten in C) en $d$ de afstand tussen de ladingen (in m). Het dipoolmoment is een maat voor binding- én molecuulpolariteit, uitgedrukt in Debye (D).

Praktijkvoorbeelden

Voorbeeld 1

In water ($H_2O$), heeft zuurstof een hogere EN dan waterstof. Door de gebogen molecuulstructuur worden de twee O–H-bindingen niet opgeheven, maar stapelen de partiële negatieve ladingen op zuurstof zich op, terwijl waterstofatomen elk een δ+ dragen. Hierdoor ontstaat een aanzienlijk dipoolmoment, verantwoordelijke voor de unieke fysicochemische eigenschappen van water, zoals hoge oppervlaktespanning en hoog kookpunt.

Voorbeeld 2

In het molecuul koolstofdioxide ($CO_2$), is het verschil in EN tussen zuurstof (3.44) en koolstof (2.55) duidelijk ($\Delta EN = 0.89$). Elk van de C=O-bindingen is polair, maar omdat het molecuul lineair is, zijn de bindingsmomenten tegengesteld en heffen ze elkaar vectorieel op. Gevolg: het molecule zelf is apolair ondanks polaire bindingen. Dit fenomeen is uitsluitend door geometrisch inzicht te verklaren en vereist begrip van moleculaire symmetrie.

Veel gemaakte fouten

• Redeneren dat elk molecuul met polaire bindingen ook een polair molecule moet zijn, zonder de molecuulgeometrie te analyseren. Lineaire, symmetrische structuren kunnen leiden tot een netto nul dipoolmoment, zoals bij koolstofdioxide.

• Het negeren van partiële ladingen (δ–/δ+) en het behandelen van polaire covalente bindingen als volledig ionair. Dit leidt tot verkeerde interpretaties bij redox- en zuur-basereacties.

• Foutief positie toewijzen van δ– en δ+ vanwege verwarring tussen atoom dat elektronen opneemt versus formele ladingstoewijzing.

• Enkel naar het electronegativiteitsverschil kijken zonder rekening te houden met delocalisatie-effecten, mesomerie of inductieve effecten, die de effectieve verdeling van elektronendichtheid beïnvloeden.

Samenvatting

Elektronegativiteit (EN) geeft aan in welke mate een atoom bindingselektronen naar zich toetrekt en is een relatieve eigenschap met empirische waarden, afhankelijk van plaats in het periodiek systeem. Verschillen in EN zijn de oorzaak van polariteit in covalente bindingen. In een polaire binding zal het meest elektronegatieve atoom een gedeeltelijk negatieve lading (δ–) dragen, terwijl het minder elektronegatieve atoom een gedeeltelijk positieve lading (δ+) krijgt. Het verschil in EN bepaalt dus de mate van partiële ladingen en levert niet enkel informatie over bindingen zelf, maar ook over de algehele polariteit van het molecule, rekening houdend met de ruimtelijke structuur. Een correct gebruik en interpretatie van EN-waarden, δ–/δ+ notaties en inzicht in bindingspolariteit is essentieel voor het begrijpen van reactiviteit, fysische eigenschappen en interacties tussen moleculen.

Oefenvragen

1. Vraag: Fluor heeft een elektronegativiteit van 3.98 op de Pauling-schaal, stikstof 3.04 en waterstof 2.20. a) Bereken het elektronegativiteitsverschil voor elk van de bindingen in ammoniak ($NH_3$) en fluorammoniak ($NH_2F$). b) Benoem voor $NH_2F$ welke atoom(s) een δ– en welke een δ+ dragen. Antwoord: a)

• N–H: |3.04 – 2.20| = 0.84

• N–F: |3.98 – 3.04| = 0.94

b) In $NH_2F$ draagt fluor (hoogst EN: 3.98) de δ– (partiële negatieve lading) en stikstof (lager EN: 3.04) een δ+ t.o.v. fluor, terwijl de waterstofatomen steeds δ+ dragen t.o.v. N. 2. Vraag: Verklaar waarom water ($H_2O$) een polair molecule is, terwijl koolstofdioxide ($CO_2$) ondanks zijn polaire C=O-bindingen apolair is. Gebruik zowel elektronegativiteit als moleculaire symmetrie in je antwoord. Antwoord: Bij water ($H_2O$) zijn de O–H-bindingen polair (ΔEN ≈ 1.24), en de moleculaire structuur is gebogen, zodat de dipoolmomenten niet opheffen. Dit resulteert in een netto dipoolmoment, waardoor water polair is. In $CO_2$ zijn de C=O-bindingen ook polair (ΔEN ≈ 0.89), maar het molecuul is lineair. De dipoolmomenten van de twee bindingen zijn gelijk en tegengesteld gericht, zodat ze opheffen en het totale molecuul geen dipoolmoment heeft. Daarom is $CO_2$ apolair ondanks polaire bindingen. 3. Vraag: Geef een uitgewerkt voorbeeld van een molecule waarbij alle individuele bindingen apolair zijn, maar het molecule toch een permanente dipool bezit. Leg uit waarom of waarom niet. Antwoord: Zo’n situatie is niet mogelijk: een molecule met uitsluitend apolaire bindingen (ΔEN < 0.5) heeft geen netto polaire karakter, ongeacht de molecuulgeometrie. Enkel wanneer minstens één binding een significante polariteit heeft (ΔEN > 0.5) kan een permanent dipoolmoment ontstaan, afhankelijk van de ruimtelijke ordening. 4. Vraag: Bepaal voor de binding tussen zwavel (EN = 2.58) en waterstof (EN = 2.20) de aard van de binding en geef aan welk atoom de δ– draagt. Motiveer kort. Antwoord: ΔEN = 2.58 – 2.20 = 0.38. Omdat het verschil kleiner is dan 0.5, is de S–H-binding zwak polair tot praktisch apolair. Zwavel is iets elektronegatiever dan waterstof en zou daarom de δ– dragen, maar het effect is zeer gering.