elektronegativiteit

Elektronegativiteit is de neiging van een (neutraal) atoom om negatieve lading (elektronen) aan te trekken.

De elektronegativiteit van de atomen hangt af van:

De afstand tussen de kern en de buitenste schil
De (positieve) lading van de kern (= aantal protonen)

Hier moet je de "Wet van Coulomb" toepassen. Vroeger was dat een onderdeel van Natuurkunde en werd dan in de derde klas bij scheikunde toegepast. Met de wet van Coulomb kun je beter begrijpen hoe de krachten tussen atomen en ionen plaats vinden.
De wet van Coulomb moet je gewoon kennen; geen gezeur hierover dus.
Je moet bedenken dat twee ladingen erkaar twee keer zo hard aantrekken of afstoten als een lading tweemaal zo groot wordt. Maar als de afstand tussen die ladingen twee keer zo groot wordt, dan wordt de aantrekkingskracht of afstotingskracht vier maal zo klein.

F is de aantrekkingskracht (of afstotende kracht) tussen ladingen.

Stel je een atoom voor: er is een positieve kern en - op enige afstand - negatieve elektronen.
De kern oefent aantrekkingskracht uit op de negatieve ladingen. We kijken hier vooral naar die ladingen aan de buitenkant, dus op maximale afstand van de kern. Dus: hoe sterk worden valentie-elektronen en nog verder weg liggende negatieve ladingen aangetrokken? Daar gaat het nu om.
De aantrekkingskracht hangt af van Q₁, Q₂ en r (de ladingen en de afstand)
Q symboliseert de ladingen (van kern en elektronen); de waarde van r komt in dit soort berekeningen vrijwel overeen met de atoomstraal, als het de buitenste schil betreft.
Bij atomen met een relatief sterk positieve kernlading (Q is groot) en een relatief kleine atoomstraal (r is klein) zal de waarde van F groot zijn.
In geval van atomen moet je die aantrekkingskracht F aanduiden met de E van Elektronegativiteit.

Metaalbindingen	veel metalen hebben een lage E
Ionbindingen	ΔE: > ±1,6
Covalente bindingen - covalent, niet polair - covalent, polair	0 < ΔE < ±1,6 0 < ΔE: < ±0,4 ΔE: > ±0,4

In de natuurwetenschappen gebruiken we heel veel symbolen uit het griekse alfabet, zoals:
De griekse hoofdletter delta Δ: geeft het preciese verschil aan tussen twee waarden.
de griekse kleine letter delta δ: geeft alleen maar aan dat er een of ander klein verschil is.

In een covalente binding (atoombinding) kan er een verschil bestaan tussen de E-waarden (elektronegativiteit) van de twee deelnemende atomen.
Dan is er dus sprake van een ΔE, dat wil zeggen: een te berekenen verschil tussen de elektronegativiteiten van die twee atomen.
Er zal dan wat "verplaatsing" zijn van de elektronen tussen de atomen, dus van de elektronen die gemeenschappelijk gebruikt worden.
De kant waarnaar deze elektronen verschuiven zal dan een ietsje negatief worden, omdat elektronen nu eenmaal negatief zijn.
Die kant van de binding met het atoom met de sterkte aantrekking (de grootste ΔE), zal ietsje negatieve lading krijgen wat we aanduiden met: (δ^-).
Aan de andere kant van de binding bevindt zich het atoom met de kleinste elektronegativiteit. Dat is dus het atoom dat zijn elektronen een beetje moet laten vieren, en dat atoom zal dus een ietsje positief worden = (δ⁺).

Covalente bindingen kunnen een volledig NIET-POLAIR karakter hebben als er geen sprake is van δ^- en δ⁺.

Als er binnen een covalente binding een zeker verschil bestaat, als de gemeenschappelijke elektronen niet precies in het midden liggen, als er een zekere onevenwichtigheid bestaat van ladingen δ⁺ en δ^-, dan noemt men de binding: POLAIR.

We bekijken het nog eens op een andere manier:
Hoe groter het verschil in elektronegativiteit in E van de elementen van een verbinding, des te meer ionkarakter heeft de binding tussen die elementen.

Zo heeft de stof Al₂O₃ 70% ionkarakter en 30% covalent karakter.