¿Que es la electronegatividad?
La electronegatividad es un concepto en química molecular que describe la capacidad de un átomo para atraer electrones a sí mismo. Cuanto más alto es el valor numérico de la electronegatividad de un átomo dado, más poderosamente atrae a los electrones cargados negativamente hacia su núcleo de protones cargados positivamente y (excepto el hidrógeno) los neutrones.Debido a que los átomos no existen aisladamente y en su lugar forman compuestos moleculares al combinarse con otros átomos, el concepto de electronegatividad es importante porque determina la naturaleza de los enlaces entre los átomos. Los átomos se unen a otros átomos a través de un proceso de compartir electrones, pero esto realmente puede verse más como un juego no resoluble de tira y afloja: los átomos permanecen unidos entre sí porque, si bien ninguno de los átomos "gana", su atracción mutua esencial mantiene sus electrones compartidos enfocándose en un punto bastante bien definido entre ellos.
Estructura del átomo
Los átomos están formados por protones y neutrones, que constituyen el centro o núcleo de los átomos, y los electrones, que "orbitan" al núcleo como si fueran planetas o cometas muy diminutos que giran a velocidades locas alrededor de un minúsculo sol. Un protón transporta una carga positiva de 1,6 x 10 -19 coulombs, o C, mientras que un electrón porta una carga negativa de la misma magnitud. Los átomos generalmente tienen la misma cantidad de protones y electrones, lo que los hace eléctricamente neutros. Los átomos normalmente tienen aproximadamente el mismo número de protones y neutrones.Un tipo o variedad particular de átomo, llamado elemento, se define por la cantidad de protones que tiene, llamado número atómico de ese elemento. El hidrógeno, con un número atómico de 1, tiene un protón; el uranio, que tiene 92 protones, corresponde correspondientemente al número 92 en la tabla periódica de los elementos (consulte la sección Recursos para ver un ejemplo de una tabla periódica interactiva).Cuando un átomo sufre un cambio en su número de protones, ya no es el mismo elemento. Por otro lado, cuando un átomo gana o pierde neutrones, sigue siendo el mismo elemento pero es un isótopo de la forma original, la más químicamente estable. Cuando un átomo gana o pierde electrones pero por lo demás permanece igual, se le llama ión .Los electrones, al estar en los bordes físicos de estos arreglos microscópicos, son los componentes de los átomos que participan en la unión con otros átomos.
Fundamentos de la vinculación química
El hecho de que los núcleos de los átomos estén cargados positivamente, mientras que los electrones que circulan en las franjas físicas del átomo tienen una carga negativa, determina la forma en que los átomos individuales interactúan entre sí. Cuando dos átomos están muy juntos, se repelen entre sí sin importar qué elementos representan, porque sus respectivos electrones "se encuentran" primero entre sí, y las cargas negativas empujan contra otras cargas negativas. Sus respectivos núcleos, aunque no tan juntos como sus electrones, también se repelen entre sí. Sin embargo, cuando los átomos se encuentran a una distancia suficiente, tienden a atraer entre sí. (Como verá pronto, los iones son una excepción; dos iones con carga positiva siempre se repelen entre sí, y lo mismo ocurre con los pares de iones con carga negativa). Esto implica que a una cierta distancia de equilibrio,La energía potencial en un par de átomos-átomos se define como negativa si los átomos se atraen entre sí y positiva si los átomos están libres para alejarse unos de otros. En la distancia de equilibrio, la energía potencial entre el átomo se encuentra en su valor más bajo (es decir, el más negativo). Esto se llama la energía de enlace del átomo en cuestión.
Enlaces químicos y electronegatividad
Una variedad de tipos de enlaces atómicos salpican el panorama de la química molecular. Los más importantes para los propósitos actuales son los enlaces iónicos y los enlaces covalentes.Refiérase a la discusión anterior sobre los átomos que tienden a repelerse entre sí principalmente debido a la interacción entre sus electrones. También se observó que iones cargados de manera similar se repelen entre sí, sin importar qué. Sin embargo, si un par de iones tiene cargas opuestas, es decir, si un átomo ha perdido un electrón para asumir la carga de +1, mientras que otro ha ganado un electrón para asumir la carga de -1, entonces los dos átomos son atraídos fuertemente a cada uno otro. La carga neta en cada átomo elimina cualquier efecto repelente que puedan tener sus electrones, y los átomos tienden a unirse. Debido a que estos enlaces están entre los iones, se les llama enlaces iónicos. Sal de mesa, que consiste en cloruro de sodio (NaCl) y que resulta de un enlace de átomo de sodio cargado positivamente a un átomo de cloro cargado negativamente para crear una molécula eléctricamente neutra,Los enlaces covalentes resultan de los mismos principios, pero estos enlaces no son tan fuertes debido a la presencia de fuerzas competidoras algo más equilibradas. Por ejemplo, el agua (H 2 O) tiene dos enlaces covalentes de hidrógeno-oxígeno. La razón por la que se forman estos enlaces es principalmente porque las órbitas electrónicas externas de los átomos "quieren" llenarse con cierto número de electrones. Ese número varía entre los elementos, y compartir electrones con otros átomos es una forma de lograrlo incluso cuando significa superar los modestos efectos repelentes. Las moléculas que incluyen enlaces covalentes pueden ser polares, lo que significa que aunque su carga neta es cero, las porciones de la molécula llevan una carga positiva que se equilibra con las cargas negativas en otros lugares.
Valores de electronegatividad y la tabla periódica
La escala de Pauling se utiliza para determinar cómo es un elemento dado electronegativo. (Esta escala toma su nombre del difunto científico galardonado con el Premio Nobel, Linus Pauling). Cuanto mayor sea el valor, más ávido está el átomo de atraer electrones hacia sí mismo en escenarios que se prestan a la posibilidad de un enlace covalente.El elemento de mayor rango en esta escala es el flúor, al que se le asigna un valor de 4.0. Los de menor rango son los elementos relativamente oscuros de cesio y francio, que se registran en 0.7. Se producen enlaces covalentes "desiguales" o polares entre elementos con grandes diferencias; en estos casos, los electrones compartidos se encuentran más cerca de un átomo que del otro. Si dos átomos de un elemento se unen entre sí, como ocurre con una molécula de O 2 , los átomos son obviamente iguales en electronegatividad, y los electrones se encuentran igualmente lejos de cada núcleo. Este es un enlace no polar.La posición de un elemento en la tabla periódica ofrece información general sobre su electronegatividad. El valor de la electronegatividad de los elementos aumenta de izquierda a derecha y de abajo a arriba. La posición del flúor cerca de la parte superior derecha asegura su alto valor.
Trabajo adicional: Átomos de superficie
Al igual que con la física atómica en general, gran parte de lo que se sabe sobre el comportamiento de los electrones y el enlace es, aunque está experimentalmente establecido, en gran parte teórico al nivel de partículas subatómicas individuales. Los experimentos para verificar exactamente qué están haciendo los electrones individuales son un problema técnico, como lo es aislar los átomos individuales que contienen esos electrones. En experimentos para probar la electronegatividad, los valores se han derivado tradicionalmente de, por necesidad, promediando los valores de una gran cantidad de átomos individuales.En 2017, los investigadores pudieron usar una técnica llamada microscopía de fuerza electrónica para examinar los átomos individuales en la superficie del silicio y medir sus valores de electronegatividad. Lo hicieron evaluando el comportamiento de la unión del silicio con el oxígeno cuando los dos elementos se colocaron a diferentes distancias. A medida que la tecnología siga mejorando en física, el conocimiento humano sobre la electronegatividad florecerá aún más.
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