ELECTRONEGATIVITAT: ESCALES, VARIACIÓ, UTILITAT I EXEMPLES - QUIMICA - 2026

La electronegativitat és una propietat periòdica relativa que fa a la capacitat d'un àtom d'atreure densitat electrònica del seu entorn molecular. Es tracta de la tendència d'un àtom a atreure electrons quan està unit a una molècula. Això es reflecteix en el comportament de molts compostos i en com interactuen intermolecularment entre ells.

No tots els elements atreuen en igual grau els electrons dels àtoms adjacents. Per al cas d'aquells que cedeixen densitat electrònica amb facilitat, es diu que són electropositius, mentre que els que es "cobreixen" d'electrons, són electronegatius. Hi ha moltes maneres d'explicar i observar aquesta propietat (o concepte).

Font: Wikipedia Commons.

Per exemple, en els mapes de potencials electrostàtics per a una molècula (com la de l'diòxid de clor de la imatge superior, ClO ₂) s'observa l'efecte de les diferents electronegativitats per als àtoms de clor i oxigen.

El color vermell assenyala les regions riques en electrons de la molècula, δ-, i el color blau les que són pobres d'electrons, δ +. Així, després d'una sèrie de càlculs computacionals pot establir aquest tipus de mapes; molts d'ells mostren una relació directa entre la ubicació dels àtoms electronegatius i δ-.

També pot visualitzar-se de la següent forma: dins d'una molècula és més probable que el trànsit dels electrons passi en les rodalies dels àtoms més electronegatius. És per aquesta raó que per al ClO ₂ els àtoms d'oxigen (les esferes vermelles) s'envolten d'un núvol vermella, mentre que l'àtom de clor (l'esfera verda) d'un núvol blavosa.

La definició de l'electronegativitat depèn de l'enfocament que se li doni a l'fenomen, i hi ha diverses escales que el consideren des de certs aspectes. No obstant això, totes les escales tenen en comú que són sustentades per la naturalesa intrínseca dels àtoms.

Escales d'electronegativitat

La electronegativitat no és una propietat que pugui quantificar ni tampoc posseeix valors absoluts. Per què? Perquè la tendència d'un àtom d'atreure densitat electrònica cap a ell no és la mateixa en tots els compostos. En altres paraules: l'electronegativitat varia en funció de la molècula.

Si per a la molècula d'ClO ₂ es canviés l'àtom de Cl pel de N, llavors la tendència de l'O d'atreure els electrons també es modificaria; podria incrementar-(fer-se el núvol més vermella) o disminuir (perdre color). La diferència radicaria en el nou enllaç NO format, per tenir així la molècula ONO (diòxid de nitrogen, NO ₂).

Com l'electronegativitat d'un àtom no és igual per a tots els seus entorns moleculars, cal definir-la en funció d'altres variables. D'aquesta manera, es té uns valors que serveixen com a referència i que permetin predir, per exemple, el tipus d'enllaç que es forma (iònic o covalent).

Escala de Pauling

El gran científic i guanyador de dos premis Nobel, Linus Pauling, va plantejar el 1932 una forma quantitativa (mesurable) de la electronegativa coneguda com l'escala de Pauling. En ella, l'electronegativitat de dos elements, A i B, formant enllaços, estava relacionada amb l'energia extra associada a l'caràcter iònic de l'enllaç AB.

Com és això? Teòricament els enllaços covalents són els més estables, ja que la repartició dels seus electrons entre dos àtoms és equitativa; és a dir, per a les molècules AA i BB dos àtoms comparteixen de la mateixa manera el parell d'electrons de l'enllaç. No obstant això, si A és més electronegatiu, llavors aquest parell estarà més de A que de B.

En aquest cas, AB ja no és completament covalent, encara que si els seus electronegativitats no difereixen molt, pot dir-se que el seu enllaç té un alt caràcter covalent. Quan això passa, l'enllaç pateix una petita inestabilitat i adquireix energia extra com a producte de la diferència d'electronegativitat entre A i B.

Com més gran és aquesta diferència, més gran serà l'energia de l'enllaç AB, i en conseqüència major serà el caràcter iònic de l'enllaç.

Aquesta escala representa la més utilitzada en la química, i els valors de les electronegativitats van sorgir de l'assignació d'un valor de 4 per a l'àtom de fluor. D'allí van poder calcular la dels altres elements.

Escala de Mulliken

Mentre que l'escala de Pauling té a veure amb l'energia associada als enllaços, l'escala de Robert Mulliken es relaciona més a altres dues propietats periòdiques: l'energia d'ionització (EI) i l'afinitat electrònica (AE).

Així, un element amb valors alts d'EI i AE és molt electronegatiu, i per tant, atraurà electrons del seu entorn molecular.

Per què? A causa de que EI reflecteix què tan difícil és "arrencar-li" un electró extern, i AE què tan estable és l'anió format en fase gasosa. Si ambdues propietats tenen magnituds altes, llavors l'element és "amant" dels electrons.

Les electronegativitats de Mulliken es calculen amb la fórmula següent:

Χ _M = ½ (EI + AE)

És a dir, χ _M és igual a el valor mitjà d'EI i AE.

No obstant això, a diferència de l'escala de Pauling que depèn de quin àtoms formen enllaços, aquesta es relaciona amb propietats de l'estat de valència (amb les seves configuracions electròniques més estables).

Les dues escales generen valors similars d'electronegativitat per als elements i es relacionen aproximadament amb la següent reconversió:

Χ _P = 1.35 (Χ _M) ^1/2 - 1.37

Tant X _M com X _P són valors adimensionals; és a dir, no tenen unitats.

Escala d'A EL Allred i E.Rochow

Hi ha altres escales de l'electronegativitat, com la de Sanderson i Allen. No obstant això, la que segueix a les primeres dues és l'escala de Allred i Rochow (χ _AR). Aquesta vegada es basa en la càrrega nuclear efectiva que experimenta un electró en la superfície dels àtoms. Per tant, es relaciona directament amb la força atractiva de l'nucli i l'efecte pantalla.

Com varia l'electronegativitat en la taula periòdica?

Font: Bartux at nl.wikipedia.

Independentment de les escales o dels valors que tingui, l'electronegativitat s'incrementi de dreta a esquerra per un període, i de baix a dalt en els grups. Així, aquesta s'incrementa cap a la diagonal superior dreta (sense comptar l'heli) fins trobar-se amb el fluor.

A la imatge superior es pot apreciar el recentment dit. A la taula periòdica s'expressa les electronegativitats de Pauling en funció dels colors de les caselles. Com el fluor és el més electronegatiu, li correspon un color morat més resaltante, mentre que als menys electronegatius (o electropositius) colors més foscos.

Així mateix es pot observar que els capçals de grups (H, Be, B, C, etc.) tenen els colors més clar, i que a mesura que es descendeix pel grup s'enfosqueixen els altres elements. ¿A què es deu això? La resposta novament està tant en les propietats EI, AE, Zef (càrrega nuclear efectiva) com en el radi atòmic.

L'àtom en la molècula

Els àtoms individuals tenen una càrrega nuclear real Z i els electrons externs pateixen una càrrega nuclear efectiva producte de l'efecte d'apantallament.

A mesura que desplaça al llarg d'un període, Zef augmenta de tal manera que es contreu l'àtom; és a dir, es redueixen els radis atòmics al llarg d'un període.

Això porta com a conseqüència que, a l'hora d'enllaçar-un àtom amb un altre, els electrons "fluiran" cap a l'àtom amb major Zef. Així mateix, això atorga un caràcter iònic a l'enllaç si hi ha una marcada tendència dels electrons a dirigir-se cap un àtom. Quan no és així, es parla llavors d'un enllaç predominantment covalent.

És per això que l'electronegativitat varia d'acord als radis atòmics, Zef, que al seu torn es relacionen estretament amb EI i AE. Tot és una cadena.

Per a què serveix?

Per a què serveix l'electronegativitat? En principi per determinar si un compost binari és covalent o iònic. Quan la diferència d'electronegativitat és molt alta (a raó de 1.7 unitats o més) es diu que el compost és iònic. Així mateix, és útil per discernir en una estructura quines regions possiblement seran més riques en electrons.

D'aquí, es pot predir quin mecanisme o reacció pot patir el compost. En regions pobres d'electrons, δ +, és possible que espècies carregades negativament obrin de certa manera; i en les regions riques en electrons, els seus àtoms poden interactuar de formes molt específiques amb altres molècules (interaccions dipol-dipol).

Exemples (clor, oxigen, sodi, fluor)

Quins són els valors d'electronegativitat per als àtoms de clor, oxigen, sodi i fluor? Després de l'fluor, qui és el més electronegatiu? Recorrent a la taula periòdica s'observa que el sodi té un color morat fosc, mentre que els colors per a l'oxigen i el clor resulten visualment molt semblants.

Els seus valors d'electronegativitats per les escales de Pauling, Mulliken i Allred-Rochow són:

Na (0.93, 1.21, 1.01).

O (3.44, 3.22, 3.50).

Cl (3.16, 3.54, 2.83).

F (3.98, 4.43, 4.10).

Cal notar que amb els valors numèrics s'observa una diferència entre les negativitats de l'oxigen i el clor.

D'acord a l'escala de Mulliken, el clor és més electronegatiu que l'oxigen, a canvi de les escales de Pauling i Allred-Rochow. La diferència d'electronegativitat entre els dos elements és encara més evident emprant l'escala de Allred-Rochow. I finalment, el fluor sense importar l'escala escollida és el més electronegatiu.

Per tant, on hi hagi un àtom de F en una molècula significa que l'enllaç tindrà un alt caràcter iònic.

referències

1. Shiver & Atkins. (2008). Química Inorgànica. (Quarta edició., Pàg. 30 i 44). Mc Graw Hill.
2. Jim Clark. (2000). Electronegativity. Pres de: chemguide.co.uk
3. Anne Marie Helmenstine, Ph.D. (11 de desembre del 2017). Electronegativity Definition and Examples. Pres de: thoughtco.com
4. Mark E. Tuckerman. (05 de novembre de 2011). Electronegativity scale. Pres de: nyu.edu
5. Wikipedia. (2018). Electronegativitat. Pres de: es.wikipedia.org