ESCALA DE PAULING: ELECTRONEGATIVITAT I DIFERÈNCIA D'ENERGIA - QUIMICA - 2026

La escala de Pauling és una escala arbitrària usada en química per expressar l'electronegativitat dels elements. Aquesta es defineix com la tendència d'un cert àtom a atreure electrons quan es combina amb un altre àtom.

En aquest sentit, els elements posseïdors d'alta electronegativitat tendeixen a guanyar electrons amb facilitat. Aquests són els no metalls, mentre que per la seva banda, als elements menys electronegatius com els metalls, els és més fàcil cedir electrons.

Figura 1. Escala de Pauling. Font: Wikimedia Commons.

Per tant, coneixent l'electronegativitat d'un element es té una idea de el tipus d'enllaç que és capaç de formar el combinar-se amb un altre. Veurem això amb un exemple numèric més endavant.

Amb aquesta informació es poden predir moltes de les propietats que tindrà un compost, una cosa molt útil en la química experimental i per a la ciència dels materials, on contínuament s'estan creant compostos nous.

No obstant això, és convenient aclarir que malgrat l'important que és, no hi ha una manera única de determinar l'electronegativitat; l'escala de Pauling és només una de les diverses formes propostes per trobar-la, tot i que és de les més usades.

De fet, la de Pauling és una escala arbitrària en la qual s'assigna un valor numèric a cada element de la taula periòdica, el qual reflecteix la seva electronegativitat. Ho veiem a la figura 1, on es té la electronegativitat de cada element, tal com va ser assignada pel dues vegades premi Nobel Linus Pauling (1901-1994) cap a 1939.

La electronegativitat dels elements

Pauling, al costat de Don M. Yost, va trobar els valors d'electronegativitat de manera empírica, a través de dades experimentals que va obtenir mesurant les energies d'enllaç.

Pauling va assignar a l'element fluor -a dalt ia la dreta de la taula de la figura 1- l'electronegativitat més alta, amb el número 4.0. Llavors, quan el fluor forma enllaços, exhibeix la tendència més alta a atreure electrons d'entre tots els elements.

En segon lloc hi ha el oxigen, amb 3.5 i en tercer lloc hi ha el nitrogen amb 3.0. Tots dos es troben ubicats dalt i cap a la dreta de la taula.

D'altra banda, en l'extrem oposat, l'element menys electronegatiu és el cesi, el símbol és Cs, situat a l'esquerra de la taula, a el qual Pauling va assignar el nombre 0.7.

Electronegativitat en la taula periòdica

En línies generals i com s'observa a la figura 1, l'electronegativitat -i l'energia de ionización- augmenta d'esquerra a dreta a la taula periòdica. La tendència general també indica una disminució a l'desplaçar-se de dalt a baix.

Per tant els elements més electronegatius els tindrem a l'angle superior dret de la taula: fluor, oxigen, clor, nitrogen. Els menys electronegatius -o els més electropositius si es prefereix- es trobaran a l'esquerra: liti, sodi, potassi i els altres elements de l'grup 1 -la columna de l'extrema esquerra, corresponent als metalls alcalins i alcalinotérreos-.

A cada columna l'electronegativitat disminueix a l'augmentar el nombre atòmic de l'element, llevat dels metalls de transició en el centre, que no segueixen aquesta tendència.

Un punt important a destacar és que l'electronegativitat és relativa, no és una propietat invariable de cada element, i només es mesura respecte de la d'altres elements. Depèn molt de l'estat d'oxidació, així que un mateix element pot exhibir diferent electronegativitat, segons el tipus de compost que formi.

Diferència d'energia d'enllaç

Figura 2. El químic nord-americà Linus Pauling en 1955. Font: Wikimedia Commons.

En química, un enllaç és la manera en què s'uneixen els àtoms, iguals o diferents, per formar molècules. Entre els àtoms apareixen forces que els mantenen junts de forma estable.

Hi ha diversos tipus d'enllaç, però aquí es consideren dos:

-Covalente, en el qual àtoms d'electronegativitats semblants comparteixen un parell d'electrons.

-Iónico, freqüent entre àtoms amb diferents electronegativitats en què preval l'atracció electrostàtica.

Suposem que dos elements A i B poden formar molècules entre si, denotades AA i BB. I que també són capaços d'unir-se per formar un compost AB, tot això mitjançant algun tipus d'enllaç.

Gràcies a la participació de les forces intermoleculars, a l'enllaç hi energia. Per exemple l'energia a l'enllaç AA és E _AA, a l'enllaç BB és EBB i finalment en el compost AB és E _AB.

Si la molècula AB es formés mitjançant un enllaç covalent, teòricament l'energia d'enllaç és la mitjana de les energies E _AA i E _BB:

I _AB = ½ (E _AA + I _BB)

Pauling va calcular E _AB per a diversos compostos, la va mesurar experimentalment i determinar la diferència entre els dos valors, a el qual va denominar Δ:

Δ = - (E _AB) mesurat - (E _AB) teòric- = - (E _AB) mesurat - ½ (E _AA + I _BB) -

Pauling va raonar així: si Δ és molt proper a 0, vol dir que les electronegativitats de tots dos elements són semblants i l'enllaç que els uneix és covalent. Però si Δ no és petit, llavors l'enllaç entre A i B no és covalent pur.

Com més gran sigui el valor absolut de Δ, més gran és la diferència entre l'electronegativitat dels elements A i B i per tant l'enllaç que els uneix serà de tipus iònic. Més endavant el lector trobarà un exemple en el qual, calculant Δ, és possible determinar el tipus d'enllaç d'un compost.

Equacions per l'electronegativitat

Partint que la diferència d'energies és el senyal que distingeix la naturalesa de l'enllaç, Pauling va realitzar molts experiments que el van portar a crear una expressió empírica per a les electronegativitats relatives de dos elements A i B que formen una molècula.

A l'denotar aquesta electronegativitat com χ (lletra grega «chi»), Pauling va definir Δ de la següent forma:

f ² · Δ = ²

χ (A) - χ (B) = f√Δ = 0.102√Δ

Cal notar que Δ és una quantitat positiva. El factor f = 0.102 que apareix multiplicant l'arrel quadrada de Δ és el factor de conversió entre kJ (kilojoules) i eV (electró-volt), ambdues unitats d'energia.

Si en canvi s'utilitzen quilocalories i electró-volt, la diferència d'electronegativitats s'expressa amb una fórmula semblant però amb f = 0.208:

χ (A) - χ (B) = 0.208√Δ

Pauling va començar assignant a l'hidrogen el valor de 2.1, un valor previ obtingut pel químic Robert Mulliken. Va escollir aquest element com a punt de partida perquè forma enllaços covalents amb molts altres.

Mitjançant l'equació anterior, va continuar assignant valors relatius a la resta dels elements. Es va adonar així que l'electronegativitat augmenta quan es desplaça d'esquerra a dreta i de dalt a baix a la taula periòdica, tal com es va descriure en l'apartat anterior.

exemple

A continuació es té una llista d'elements: N, J, I i M i les seves respectives electronegativitats Χ acord amb l'escala de Pauling:

- N: Χ = 4.0

- J: Χ = 1.5

- I: Χ = 0.9

- M: Χ = 1.6

Entre els següents compostos formats amb ells:

IJ, IN, MN i JM

Assenyaleu el que tingui més caràcter iònic i aquell la naturalesa sigui covalent. Raoneu la resposta.

solució

Segons el criteri establert per Pauling, el compost amb major caràcter iònic serà el que tingui la major diferència entre les electronegativitats, i per tant un major valor de Δ. Per la seva banda, el compost amb menor diferència d'energia és el que posseeix enllaç covalent.

Llavors calcularem quant val Δ per a cada compost, de la següent manera:

compost YJ

Δ = ² = (0.9 - 1.5) ² = 0.36

compost IN

Δ = ² = (0.9 - 4.0) ² = 9.61

compost MN

Δ = ² = (1.6 - 4.0) ² = 5.76

compost JM

Δ = ² = (1.5 - 1.6) ² = 0.01

Dels resultats anteriors es desprèn que el compost de caràcter iònic és el IN, el Δ = 9.61, mentre que el compost de caràcter covalent és el JM, amb Δ = 0.01.

referències

1. Chemistry Libretexts. Pauling Electronegativity. Recuperat de: chem.libretexts.org.
2. IUPAC Gold Book. Electronegativity. Recuperat de: goldbook.iupac.org.
3. Sales-Banuet, G. La incompresa electronegativitat. Recuperat de: scielo.org.
4. Textos Científics. La electronegativitat. Recuperat de: textoscientificos.com.
5. Whitten, K. 2010. Chemistry. 9th. Ed. Brooks / Cole. Cengage Learning.
6. Wikipedia. Enllaç covalent. Recuperat de: es.wikipedia.org.
7. Wikipedia. Enllaç iònic. Recuperat de: es.wikipedia.org.