Content

• Passos
• Consells

En química, electronegativitat és una mesura de l’atracció que un àtom exerceix sobre electrons en un enllaç. Un àtom amb alta electronegativitat atrau electrons amb gran intensitat, mentre que un àtom amb baixa electronegativitat ho farà amb poca intensitat. Aquests valors s’utilitzen per predir com es comportaran diferents àtoms quan s’uneixen entre ells, fent d’aquest tema una habilitat important en la química bàsica.

Passos

Mètode 1 de 3: Conceptes bàsics d’electronegativitat

1. 

   Entendre que els enllaços químics es produeixen quan els àtoms comparteixen electrons. Per entendre l’electronegativitat, és important primer comprendre què és un “enllaç”. Es diu que els dos àtoms d'una molècula "connectats" entre si en un diagrama molecular tenen un enllaç entre ells. Essencialment, això vol dir que comparteixen un conjunt de dos electrons: cada àtom contribueix amb un àtom a l'enllaç.
   • Les raons precises per què els àtoms comparteixen electrons i enllacen entre ells no corresponen a l’enfocament d’aquest article. Si voleu obtenir més informació, busqueu a Internet els conceptes bàsics d’enllaços químics.

2. 

   
   
   Comprendre com afecta l'electronegativitat als electrons presents a l'enllaç. Quan dos àtoms comparteixen un conjunt de dos electrons en un enllaç, no sempre hi ha un compartir igual entre els dos. Quan un d'ells té una electronegativitat més elevada que l'àtom al qual està unit, acosta els dos electrons a si mateix. Un àtom amb una electronegativitat molt elevada pot tirar els electrons al seu costat en l'enllaç, gairebé anul·lant la compartició amb l'altre.
   • Per exemple, a la molècula de NaCl (clorur de sodi), l’àtom de clor té una elevada electronegativitat i sodi, una baixa electronegativitat. Aviat, es tiraran els electrons cap al clor i lluny del sodi.

3. 

   
   
   Utilitzeu com a referència una taula d’electronsegativitat. La taula d’electronegativitat presenta els elements disposats exactament com la taula periòdica, però amb cada àtom etiquetat amb la seva electronegativitat. Es poden trobar a diversos llibres de text de química, a articles tècnics i també a Internet.
   • Aquí teniu una taula d’electronsegativitat excel·lent. Tingueu en compte que utilitza l’escala d’electronegativitat de Pauling, que és més habitual. Tot i així, hi ha altres maneres de mesurar l'electronegativitat, una de les quals es mostra a continuació.

4. 

   
   
   Recordeu les tendències d’electronegativitat per fer estimacions fàcilment. Si no teniu a la vostra disposició una taula d’electronegativitat, podeu estimar aquest valor en funció de la vostra ubicació a la taula periòdica. Com a regla general:
   • L’electronegativitat d’un àtom augmenta a mesura que us moveu a la secció dret a la taula periòdica.
   • L’electronegativitat d’un àtom augmenta a mesura que us moveu amunt a la taula periòdica.
   • Per tant, els àtoms de la cantonada superior dreta tenen els valors d’electronegativitat més alts i els de l’angle inferior esquerre els més baixos.
   • Per exemple, en l'exemple anterior de NaCl, podeu determinar que el clor té una electronegativitat més elevada que el sodi perquè es troba gairebé al punt més alt dret. D'altra banda, el sodi queda molt a l'esquerra de la taula, cosa que el converteix en un dels àtoms menys valuosos.

Mètode 2 de 3: cercar connexions amb l'electronegativitat

1. 

   Trobeu la diferència d’electronegativitat entre els dos àtoms. Quan dos àtoms s’uneixen entre si, la diferència entre els seus valors d’electronegativitat revela molt sobre la qualitat d’aquest enllaç. Resteu el valor més petit al més gran per trobar la diferència.
   • Per exemple, si ens fixem en la molècula de HF, restarem el valor d’electronegativitat de l’hidrogen (2.1) al del fluor (4.0). 4,0 - 2,1 = 1,9.

2. 

   Si la diferència és inferior a 0,5, l’enllaç és covalent i no polar. Aquí, els electrons es comparteixen gairebé en la mateixa mesura. Aquests enllaços no formen molècules amb grans diferències de càrrega en cap dels dos extrems. Els enllaços polars sovint són molt difícils de trencar.
   • Per exemple, la molècula O₂ presenta aquest tipus de connexió. Com que les dues molècules d’oxigen tenen la mateixa electronegativitat, la diferència entre elles és igual a 0.

3. 

   Si la diferència és entre 0,5 i 1,6, l'enllaç és covalent i polar. Aquests enllaços contenen més electrons en un extrem que en l'altre. Això fa que la molècula sigui una mica més negativa al final amb més electrons i una mica més positiva al final sense ells. El desequilibri de càrrega d’aquests enllaços permet a les molècules participar en algunes reaccions específiques.
   • Un bon exemple d’això és la molècula H₂O (aigua). O és més electronegatiu que dues H's, de manera que manté els electrons més propers i fa que tota la molècula sigui parcialment negativa a l'extrem O i parcialment positiva als extrems H.

4. 

   Si la diferència és superior a 2, l'enllaç és iònic. En aquests enllaços, els electrons es posicionen completament en un extrem. L’àtom més electronegatiu guanya una càrrega negativa i l’àtom menys electronegatiu guanya una càrrega positiva. Aquest tipus d’enllaç permet als àtoms reaccionar amb altres àtoms o, a més, estar separats per àtoms polars.
   • Un exemple d’això és NaCl (clorur sòdic). El clor és tan electronegatiu que treu els dos electrons de l’enllaç cap a l’altre, deixant el sodi amb una càrrega positiva.

5. 

   Si la diferència és entre 1,6 i 2, busqueu un metall. Si allà un metall present a l’enllaç, això indica que ho és iònic. Si hi ha altres no metalls, l’enllaç és polar covalent.
   • Els metalls inclouen la majoria dels àtoms a l’esquerra i al centre de la taula periòdica. Aquesta pàgina té una taula que mostra quins elements són els metalls.
   • El nostre exemple anterior de HF és d'aquest grup. Com que H i F no són metalls, l’enllaç ho serà polar covalent.

Mètode 3 de 3: Descobreix l’electronegativitat de Mulliken

1. 

   Busqueu la primera energia d’ionització del vostre àtom. L’electronegativitat de Mulliken consisteix en un mètode de mesura lleugerament diferent del que es troba a la taula de Pauling anterior. Per trobar el seu valor per a un àtom determinat, busqueu la vostra primera energia d’ionització. Aquesta és l'energia necessària per fer que la descàrrega de l'àtom sigui un sol electró.
   • Probablement, aquest valor es pot trobar en materials de referència química. Aquesta pàgina té una bona taula que podeu utilitzar (desplaceu-vos cap avall per trobar-la).
   • Com a exemple, diguem que voleu esbrinar quina és l’electronegativitat del liti (Li). A la taula de la pàgina anterior, podem veure que la primera energia d’ionització equival a 520 kJ / mol.

2. 

   Esbrineu quina és l’afinitat d’electrons de l’àtom. Es tracta d’una mesura de l’energia obtinguda quan s’afegeix un electró a l’àtom per formar un ió negatiu. Un cop més, això és el que cal trobar als materials de referència. Aquesta pàgina té recursos que poden ser útils.
   • L’afinitat electrònica del liti és igual a 60 kJ mol.

3. 

   Resol l'equació de la electronegativitat de Mulliken. Quan s'utilitza kJ / mol com a unitat d'energia, es pot escriure l'equació de l'electronegativitat de Mulliken com EN_Mulliken = (1,97 × 10) (E_jo + E_{i la}) + 0,19. Inseriu les dades conegudes a l'equació i cerqueu el valor de EN_Mulliken.
   • En el nostre exemple, arribarem a la resolució següent:

     EN_Mulliken = (1,97 × 10) (E_jo + E_{i la}) + 0,19

     EN_Mulliken = (1,97 × 10)(520 + 60) + 0,19

     EN_Mulliken = 1,143 + 0,19 = 1,333

Consells

• A més de les escales de Pauling i Mulliken, hi ha altres escales d’electronegativitat, com Allred-Rochow, Sanderson i Allen. Cadascun d’ells té les seves pròpies equacions per calcular l’electronegativitat (i algunes d’elles poden ser força complexes).
• Electronegativitat no té unitat de mesura.