R04 Tabel met elektronegatieve waarden

In de hierboven beschreven gevallen betrof het metalen en éénatomige metaalionen waartussen zich een elektronentransfer voltrok. De volledige uitwisseling van elektronen is hier evident.
Heel veel elektronentransferreacties betreffen echter ongeladen covalente moleculen en/of meeratomige ionen. Bij de reactie die zich in een gasfornuis voordoet, reageert methaan met dizuurstof, beide covalente moleculen. Ook de reactieproducten CO₂ en H₂O behoren tot de uitsluitend covalente stoffen. Dergelijke verbrandingsreactie komt fundamenteel ook neer op een elektronentransfer tussen atomen.

Dit is duidelijk te bewijzen door beide bestanddelen traag te laten reageren in een galvanische cel, in dit geval een brandstofcel. Door deze cel wordt inderdaad elektriciteit (elektrische energie) geproduceerd uit chemische omzettingen (chemische energie).

Oxidatietrap

Om dergelijke reacties eveneens vlot als elektronentransferreacties te kunnen beschrijven, moeten we boekhoudkundige regels volgen. Alleen dan kunnen scheikundigen het eens geraken over de balansen van winst of verlies aan elektronen tijdens een chemische omzetting.
De hoeksteen van deze elektronenboekhouding is de zogenaamde oxidatietrap (O.T.) die aan een welbepaald atoom in een welbepaald deeltje (ion of molecule) toegekend wordt :

De O.T. of het oxidatiegetal (O.G.) van een individueel atoom in een welbepaald deeltje is de elektrische lading in elektronenladingseenheden (e.l.e.) door dit atoom werkelijk gedragen, als ion in een ionenverbinding, of aan dit atoom toegeschreven door alle covalente bindingen als ionenbindingen voor te stellen.

Spelregel : alle bindingselektronen in een covalente binding worden volledig verschoven naar de meest elektronegatieve partner (zie R4). Bij gelijke elektronegatieve partners worden de bindingselektronen gelijk verdeeld.
De hoeveelheid elektrische lading (niet in coulomb maar in elektronenladingseenheden) die aan het atoom toegekend is, wordt dan gegeven door het groepsnummer van het atoom verminderd met het aantal valentieelektronen dat op dit atoom achterblijft.
Aangezien de 'oxidatietrap van een atoom' niet noodzakelijk neerkomt op een echte ionlading, wordt deze O.T. aangeduid met :

een romeins cijfer (in plaats van een arabisch cijfer) voorafgegaan door + of – (in plaats van gevolgd door het ladingsteken)

Wie derhalve wijst op de O.T. van een atoom (in een ion of in een neutrale molecule), zal het dus hebben over bijvoorbeeld +II (plus twee) en niet over 2+ (twee plus).
Het verschil tussen O.T. en ionlading is dus niet alleen leesbaar maar ook hoorbaar !
Concreet :

ð

ð

Noot :

om de oxidatietrap van een covalent gebonden atoom ondubbelzinnig af te leiden, moet men de verschuiving van de bindingselektronen (de spelregel) toepassen op de Lewisvoorstelling van de molecule of het ion.
Voor I₂ wordt de Lewisschrijfwijze na toewijzing van de bindingselektronen en vindt men voor de O.T.(I) : 0, want het groepsnummer voor I bedraagt zeven en het aantal valentie-elektronen, bij ionische voorstelling van de covalente binding, bedraagt ook zeven :
groepnummer 7 - 7 valentie-elektronen = 0.

ð

De afleiding van deze oxidatietrappen is hieronder geschematiseerd :

Na de invoering van het begrip "oxidatietrap van een atoom", is het begrijpelijk dat men veralgemenend de benaming "oxidoreductiereacties" of "redox-reacties" is gaan gebruiken voor elektronentransferreacties.
Bijbehorende termen zijn : oxideren en reduceren, oxidator en reductor.
Als in een deeltje de O.T. van een atoom stijgt doordat (valentie-)elektronen worden afgegeven, dan zegt men dat dit atoom geoxideerd wordt en dat het deeltje in zijn geheel als reductor optreedt.
De afgegeven elektronen zullen door een (ander) atoom in een (ander) deeltje opgenomen worden. Men zegt dan dat dit atoom gereduceerd wordt en dat het deeltje in zijn geheel als oxidator optreedt.


Belangrijk :

Alle elektronen die door de reductor in een redox-reactie afgestaan zijn, moeten ook door de oxidator opgenomen worden. Hiertoe moeten in een redox-reactie de stechiometrische getallen van de oxidator en de reductor ingevuld worden.
De symbolen Red en Ox staan respectievelijk voor ‘gereduceerde vorm’ en ‘geoxideerde vorm’.

In deze reactievergelijking voor een redox-reactie kan men, in analogie met zuur-basereacties, A_Red of Red₁ en A_Ox of Ox₁ de geconjugeerde oxidator-reductorparen noemen.
Hetzelfde geldt voor B_Ox of Ox₂ en B_Red of Red₂ .

Verderop, bij illustratie R5, zullen we zien dat deze principiële evenwichtsreactie, al dan niet zelfonderhoudend, hoofdzakelijk verloopt vanuit de richting van een relatief sterke reductor en een relatief sterke oxidator naar een zwakkere oxidator en een zwakkere reductor.

Bepaalde technieken die in de klas gehanteerd worden om de stechiometrische getallen voor een redox-reactie af te leiden, zijn vaak gebaseerd op de toepassing van de oxidatietrap-boekhouding. Nochtans biedt, ook voor de meeste redox-reacties, de gewone atoombalansmethode voldoende soelaas.

Elektronegatieve waarden

Op illustratie R4 zijn de elektronegatieve waarden van de voornaamste elementen weergegeven. In het licht van de redox-reacties, veel voorkomende en zeer toepasselijke chemische omzettingen, is de oxidatietrapafleiding zeer belangrijk.
Een vlotte parate kennis van de elektronegatieve waarde (ENW) van bepaalde elementen is dan ook even belangrijk als de kennis van hun elektronenconfiguratie (aantal valentie-elektronen).
Het memoriseren ervan is trouwens zeer eenvoudig : voor Li geldt 1,0 als ENW en tot F geldt een increment gelijk aan 0,5; van K tot Cl geldt een increment gelijk aan 0,3 behalve voor de twee laatste elementen S en Cl.
In deze schaal bedraagt voor H de ENW 2,1. Waterstof is derhalve geen metaal maar een niet-metaal !

De definitie die we voor de ENW van een element kunnen hanteren, is beslist relevant voor de afleiding van de O.T. van een element :
de elektronegatieve waarde van een element is een maat voor de neiging waarmee een element in een covalente binding de bindingselektronen naar zich toe trekt.