Trend: elektronegativiteit

Op de Pauling-schaal scoort fluor 3.98, de hoogste van alle elementen. Cesium scoort 0.79.

Als twee atomen een paar elektronen delen, is het delen zelden eerlijk. Eén atoom trekt het paar meestal wat dichter naar zich toe, als de sterkere persoon bij touwtrekken die het touw naar zijn kant sleept. Elektronegativiteit is een getal voor hoe hard een atoom aan gedeelde elektronen trekt. Het is belangrijk omdat het bepaalt of een binding gelijk wordt gedeeld, ongelijk wordt gedeeld of helemaal niet wordt gedeeld, wat het onderwerp is van de bindingencursus.

De Pauling-schaal

De Amerikaanse scheikundige Linus Pauling stelde de schaal in 1932 voor. Hij berekende hem uit hoeveel energie het kost om bindingen tussen verschillende atomen te verbreken. De getallen hebben geen eenheid en lopen van ongeveer 0.7 tot net onder 4. Fluor is het hoogst met 3.98, dan zuurstof met 3.44, chloor met 3.16 en stikstof met 3.04. Aan de lage kant heeft cesium 0.79 en staat francium genoteerd met 0.7. Koolstof zit in het midden met 2.55 en waterstof met 2.20.

Het patroon

Elektronegativiteit stijgt over een periode en daalt langs een groep omlaag, het omgekeerde van de stralentrend. Dat is geen toeval. Een klein atoom met een hoge effectieve kernlading kan een gedeeld paar dicht bij zijn kern brengen en stevig vasthouden. Een groot atoom heeft zijn buitenste schil ver van de kern en goed afgeschermd, dus het trekt zwak. In het model klimmen de tegels van de linkerkant naar een piek bij fluor en dalen dan een beetje bij de edelgassen, die geen Pauling-waarde hebben omdat helium, neon en argon geen gewone bindingen vormen.

Een handige manier om het te onthouden: de meest elektronegatieve elementen zijn de kleine niet-metalen rechtsboven (F, O, N, Cl), en de minst elektronegatieve zijn de grote metalen linksonder. Metalen met lage elektronegativiteit geven elektronen af; niet-metalen met hoge elektronegativiteit nemen ze. Ontmoet een metaal uiterst links een niet-metaal uiterst rechts, dan is het verschil zo groot dat het elektron simpelweg overspringt.

Een nauw verwante trend is de ionisatie-energie, de energie die nodig is om één elektron van een los atoom te trekken. PubChem noteert die in elektronvolt. Ze stijgt over een periode en daalt langs een groep omlaag, net als elektronegativiteit: lithium 5.392, natrium 5.139, kalium 4.341 en cesium 3.894 langs groep 1 omlaag, en fluor 17.423 en neon 21.565 rechts in periode 2. Helium heeft de hoogste waarde van allemaal, 24.587, omdat zijn twee elektronen in een kleine schil vlak bij de kern zitten.

Het verschil gebruiken

Trek de ene elektronegativiteit van de andere af en je krijgt een ruwe aanwijzing voor de binding. Twee identieke atomen, zoals in H₂ of Cl₂, hebben een verschil van nul en delen perfect. Waterstof en zuurstof in water verschillen 3.44 − 2.20 = 1.24, dus de gedeelde paren zitten dichter bij zuurstof en de binding is polair. Natrium en chloor verschillen 3.16 − 0.93 = 2.23, groot genoeg dat scheikundigen natriumchloride ionair noemen. Er is geen scherpe grens. Leerboeken noemen vaak een verschil van ongeveer 1.7 tot 2 als de zone waar bindingen als ionair gaan tellen, maar het is een glijdende schaal.