Periodiek systeem met elektronegativiteitswaarden

Wat elektronegativiteit betekent

Als twee atomen een elektronenpaar delen, wordt het paar niet altijd gelijk gedeeld. Het meer elektronegatieve atoom trekt de elektronen dichter naar zich toe en krijgt een lichte negatieve lading, waardoor het andere atoom licht positief wordt. Elektronegativiteit kan niet rechtstreeks aan één atoom worden gemeten; het is een relatieve schaal die wordt afgeleid uit de energieën van chemische bindingen.

De waarden hier gebruiken de Pauling-schaal, in 1932 geïntroduceerd door Linus Pauling, die geen eenheden heeft. De meeste metalen hebben waarden onder 2, de halfmetalen zitten dicht bij 2 en de niet-metalen liggen boven 2, met waterstof op 2,2. Elke cel toont de waarde onder de naam van het element, en de legenda onder de tabel toont de kleurenschaal van laag naar hoog.

De trend in elektronegativiteit

Elektronegativiteit neemt toe van links naar rechts door een periode. Elke stap voegt een proton aan de kern toe, terwijl de nieuwe elektronen in dezelfde buitenste schil komen en elkaar slecht afschermen, zodat de kern harder aan de bindingselektronen trekt. In periode 2 stijgen de waarden gestaag van lithium tot fluor.

Elektronegativiteit neemt af langs een groep. Elke nieuwe periode voegt een elektronenschil toe, zodat bindingselektronen verder van de kern zitten en er beter van worden afgeschermd. Bij de halogenen dalen de waarden van fluor via chloor en broom naar jodium.

Uitzonderingen en ontbrekende waarden

Helium, neon en argon hebben geen Pauling-waarde omdat ze geen stabiele verbindingen vormen, dus hun cellen tonen een streepje. Krypton, xenon en radon hebben wel waarden, omdat ze verbindingen kunnen vormen, vooral met fluor. De waarden voor de zwaardere actiniden zijn grove schattingen, en voor de superzware elementen is er geen bekend.

Een paar zwaardere elementen doorbreken de gelijkmatige trend. Gallium is iets elektronegatiever dan aluminium erboven, omdat de tien d-elektronen die er tussenin zijn toegevoegd de kern slecht afschermen. Goud is voor een metaal ongewoon elektronegatief, genoeg om het auride-ion, Au⁻, te vormen in verbindingen zoals cesiumauride (CsAu).

Elektronegativiteit gebruiken om bindingen te voorspellen

Het verschil in elektronegativiteit tussen twee atomen vertelt je welk soort binding ze vormen. Als vuistregel geeft een verschil onder ongeveer 0,4 een apolaire covalente binding, een verschil tussen ongeveer 0,4 en 1,7 een polaire covalente binding en een groter verschil een ionbinding. Studieboeken trekken deze grenzen iets anders, dus zie ze als een richtlijn.

Voorbeeld: in water heeft zuurstof een elektronegativiteit van 3,44 en waterstof 2,2. Het verschil is 3,44 − 2,2 = 1,24, dus elke O–H-binding is polair covalent, waarbij de zuurstofkant licht negatief is. In natriumchloride is het verschil 3,16 − 0,93 = 2,23, groot genoeg voor chloor om het buitenste elektron van natrium helemaal over te nemen en een ionbinding te vormen.