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En química, la electronegatividad es una medida de la cantidad de fuerza con la que un átomo atrae los electrones en un enlace. [1] X Fuente de investigación Un átomo con una electronegatividad alta atrae electrones con mucha fuerza, mientras que uno con una electronegatividad baja los atrae débilmente. Los valores de electronegatividad sirven para predecir cómo se comportarán los diferentes átomos cuando se enlacen entre sí, lo que convierte a esta medida en una habilidad importante en la química básica.
Pasos
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Ten en cuenta que los enlaces químicos se producen cuando los átomos comparten electrones. Para entender la electronegatividad, es importante entender primero lo que es un “enlace”. Se dice que dos átomos en una molécula que están “conectados” entre sí en un diagrama molecular tienen un enlace entre ellos. Esto significa que comparten un conjunto de dos electrones en el que cada átomo aporta un electrón al enlace.
- Las razones exactas por la que los átomos comparten electrones y enlaces están un poco más allá del alcance de este artículo. Si sabes inglés y quieres informarte más, lee este artículo que habla acerca de los enlaces básicos o busca artículos relacionados en wikiHow.
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Entiende la forma en la que la electronegatividad afecta a los electrones en el enlace. Cuando dos átomos comparten un conjunto de dos electrones en un enlace, no siempre lo hacen por igual. Cuando un átomo tiene una mayor electronegatividad que aquel al que está enlazado, atraerá los dos electrones en el enlace hacia sí mismo. Un átomo con una electronegatividad muy alta puede atraer los electrones completamente hacia su lado del enlace, compartiéndolos apenas con el otro átomo.
- Por ejemplo, en la molécula NaCl (cloruro de sodio), el átomo de cloro tiene una electronegatividad bastante alta y el sodio tiene una bastante baja. Por lo tanto, los electrones se verán atraídos hacia el cloruro y lejos del sodio .
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Utiliza una tabla de electronegatividad como referencia. Una tabla de electronegatividad tiene los elementos organizados exactamente igual que en una tabla periódica, con la excepción de que cada átomo está etiquetado con su electronegatividad. Estos pueden encontrarse en una variedad de libros de química y artículos técnicos, así como también en Internet.
- Este es un enlace (en inglés) que te llevará a una excelente tabla de electronegatividad. Ten en cuenta que esta tabla utiliza la escala de electronegatividad de Pauling, la cual es la más común. [2] X Fuente de investigación Sin embargo, existen otras formas de medir la electronegatividad, una de las cuales se señalará más adelante.
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Recuerda que la electronegatividad suele estar compuesta de cálculos sencillos. Así que si no tienes una tabla de electronegatividad a la mano, aún podrás calcular la fuerza de la electronegatividad de un átomo en comparación con la del átomo de otro elemento en base a su ubicación en una tabla periódica convencional. No podrás calcular un valor numérico, pero podrás evaluar la diferencia entre las electronegatividades de 2 diferentes elementos. Como regla general:
- La electronegatividad de un átomo se hace mayor a medida que te desplazas a la derecha en la tabla periódica.
- La electronegatividad de un átomo se hace mayor a medida que te desplazas hacia arriba en la tabla periódica.
- Por lo tanto, los átomos ubicados en la parte superior derecha tienen la electronegatividad más alta y los que se encuentran en la parte inferior izquierda la más baja.
- Por ejemplo, en el ejemplo con la molécula NaCl mencionado anteriormente, puedes saber que el cloruro tiene una mayor electronegatividad que el sodio debido a que se encuentra casi en el punto más alto de la parte superior derecha. Por el otro lado, el sodio está muy a la izquierda, lo que lo convierte en uno de los átomos de menor rango.
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Halla la diferencia de electronegatividad entre los dos átomos. Cuando dos átomos están enlazados, la diferencia entre sus electronegatividades podrá indicarte las cualidades de su enlace. Resta la electronegatividad más pequeña de la más grande para descubrir la diferencia.
- Por ejemplo, si observamos la molécula HF, deberíamos restar la electronegatividad del hidrógeno (2,1) del flúor (4,0). 4,0 – 2,1 = 1,9 .
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Si la diferencia es inferior aproximadamente 0,5, el enlace es covalente no polar. En este caso, los electrones se comparten casi equitativamente. Estos enlaces no forman moléculas que tengan grandes diferencias de carga en cada extremo. Los enlaces no polares suelen ser muy difíciles de romper. [3] X Fuente de investigación Esto se debe a que los átomos comparten electrones, lo que estabilizará su enlace. Se requerirá mucha energía para romper este enlace. [4] X Fuente de investigación
- Por ejemplo, la molécula O 2 tiene este tipo de enlace. Dado que los dos átomos de oxígeno tienen la misma electronegatividad, la diferencia entre ellos es 0.
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Si la diferencia se encuentra entre 0.5 y 1.6, el enlace es covalente polar. Estos enlaces tienen más de los electrones en un extremo que en el otro. Esto hace que la molécula sea un poco más negativa en el extremo con los electrones y un poco más positiva en el extremo que no los tiene. El desequilibrio de la carga en estos enlaces puede hacer que la molécula participe en algunas reacciones especiales, como unirse a otro átomo o molécula, o dividir una molécula. Esto se debe a que aún estará reactiva. [5] X Fuente de investigación
- Un buen ejemplo de esto es la molécula H 2 O (agua). El átomo de O es más electronegativo que los dos átomos de H, así que mantiene los electrones más ajustados y hace que toda la molécula sea parcialmente negativa en el extremo con el átomo de O y parcialmente positiva en los extremos con los átomos de H.
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Si la diferencia es superior a 2,0, el enlace es iónico. En estos enlaces, los electrones estarán completamente en un extremo del enlace. El átomo más electronegativo ganará una carga negativa mientras que el átomo menos electronegativo ganará una carga positiva. Estos tipos de enlaces permiten que sus átomos reaccionen bien con otros e incluso que se separen a causa de las moléculas polares.
- Un ejemplo de esto es la molécula de NaCl (cloruro de sodio o sal). El cloro es tan electronegativo que atrae completamente ambos electrones en el enlace hacia sí mismo, dejando al sodio con una carga positiva.
- El NaCl podrá dividirse ocn una molécula polar, como el H2O (water). En una molécula de agua, la parte de hidrógeno de la misma será positiva, mientras que la de oxígeno será negativa. Al agregarle sal al agua, las moléculas de esta última descompondrán las moléculas de sal, lo que la disolverá. [6] X Fuente de investigación
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Si la diferencia se encuentra entre 1,6 y 2,0, comprueba si hay algún metal. Si hay un metal en el enlace, este será iónico . Si solo hay no metales, el enlace será covalente polar .
- Los metales incluyen la mayoría de los átomos en el lado izquierdo y en el medio de la tabla periódica. Esta página web (en inglés) tiene una tabla que muestra qué elementos son metales. [7] X Fuente de investigación
- Nuestro ejemplo con la molécula HF mencionado anteriormente se encuentra dentro de este rango. Dado que el H y el F no son metales, tendrán un enlace covalente polar .
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Halla la primera energía de ionización del átomo. La electronegatividad de Mulliken es una forma ligeramente distinta de medir la electronegatividad que la usada en la tabla de Pauling anterior. Si quieres hallar la electronegatividad de Mulliken para un determinado átomo, encuentra la primera energía de ionización de dicho átomo. Esta es la energía que se requiere para hacer que la descarga del átomo sea un solo electrón.
- Esto es algo que probablemente debas buscar en los materiales de referencia sobre química. Este sitio (en inglés) tiene una buena tabla que tal vez quieras utilizar (desplázate hacia abajo para encontrarla). [8] X Fuente de investigación
- Como un ejemplo, supongamos que tratamos de hallar la electronegatividad del litio (Li). En la tabla que se encuentran en el sitio web anterior, podemos observar que su primera energía de ionización es 520 kJ/mol .
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Halla la afinidad electrónica del átomo. Esta es la medida de la energía obtenida cuando un electrón se suma a un átomo para formar un ion negativo. Una vez más, esto es algo que deberás buscar en el material de referencia. Este sitio (en inglés) web tiene recursos que tal vez quieras investigar. [9] X Fuente de investigación
- La afinidad electrónica del litio es 60 kJ mol -1 .
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Resuelve la ecuación de electronegatividad de Mulliken. Al utilizar kJ/mol como unidades para las energías, la ecuación para la electronegatividad de Mulliken será EN Mulliken = (1,97×10 −3 )(E i +E ea ) + 0,19 . Reemplaza los valores en la ecuación y resuelve EN Mulliken .
- En nuestro ejemplo, lo resolveríamos de la siguiente manera:
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- EN Mulliken = (1,97×10 −3 )(E i +E ea ) + 0,19
- EN Mulliken = (1,97×10 −3 )(520 + 60) + 0,19
- EN Mulliken = 1,143 + 0,19 = 1,333
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Anuncio - En nuestro ejemplo, lo resolveríamos de la siguiente manera:
Consejos
- Además de las escalas de Pauling y Mulliken, hay otras escalas de electronegatividad como la escala de Allred–Rochow, la escala de Sanderson y la escala de Allen. Todas ellas tienen sus propias ecuaciones para calcular la electronegatividad (algunas de las cuales pueden ser muy complejas).
- La electronegatividad no tiene unidades .
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Referencias
- ↑ http://www.chemguide.co.uk/atoms/bonding/electroneg.html
- ↑ http://www.tutor-homework.com/Chemistry_Help/electronegativity_table/electronegativity.html
- ↑ http://study.com/academy/lesson/polar-and-nonpolar-covalent-bonds-definitions-and-examples.html
- ↑ http://www.rsc.org/Education/Teachers/Resources/cfb/water.htm
- ↑ http://study.com/academy/lesson/polar-and-nonpolar-covalent-bonds-definitions-and-examples.html
- ↑ https://water.usgs.gov/edu/solvent.html
- ↑ http://www.tutor-homework.com/Chemistry_Help/electronegativity_table/electronegativity.html
- ↑ http://chemwiki.ucdavis.edu/Physical_Chemistry/Physical_Properties_of_Matter/Atomic_and_Molecular_Properties/Ionization_Energy
- ↑ http://chemwiki.ucdavis.edu/Physical_Chemistry/Physical_Properties_of_Matter/Atomic_and_Molecular_Properties/Electron_Affinity
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