Electronegatividad

Tendencia de un átomo a atraer un par compartido de electrones.

"Electronegativo" vuelve a dirigir aquí. Para el EP Nightfall, consulte Electronegative (EP) .

Mapa de potencial electrostático de una molécula de agua, donde el átomo de oxígeno tiene una carga más negativa (rojo) que los átomos de hidrógeno positivos (azul)

La electronegatividad , simbolizada como χ , es la tendencia de un átomo a atraer electrones compartidos (o densidad de electrones ) hacia sí mismo. ^[1] La electronegatividad de un átomo se ve afectada tanto por su número atómico como por la distancia a la que residen sus electrones de valencia del núcleo cargado. Cuanto mayor es la electronegatividad asociada, más electrones atrae un átomo o un grupo sustituyente. Lo opuesto a la electronegatividad es la electropositividad : una medida de la capacidad de un elemento para donar electrones de valencia.

En el nivel más básico, la electronegatividad está determinada por factores como la carga nuclear ( cuantos más protones tiene un átomo, más "atracción" tendrá sobre los electrones) y el número y ubicación de otros electrones en las capas atómicas ( cuantos más electrones tenga). tiene un átomo, cuanto más lejos del núcleo estén los electrones de valencia y, como resultado, menos carga positiva experimentarán, tanto por su mayor distancia del núcleo como porque los otros electrones en los orbitales del núcleo de menor energía actuarán para proteger los electrones de valencia del núcleo cargado positivamente).

El término "electronegatividad" fue introducido por Jöns Jacob Berzelius en 1811, ^[2] aunque el concepto se conocía antes y fue estudiado por muchos químicos, incluido Avogadro . ^[2] A pesar de su larga historia, no se desarrolló una escala precisa de electronegatividad hasta 1932, cuando Linus Pauling propuso una escala de electronegatividad que depende de las energías de enlace, como un desarrollo de la teoría del enlace de valencia . ^[3]Se ha demostrado que se correlaciona con otras propiedades químicas. La electronegatividad no se puede medir directamente y debe calcularse a partir de otras propiedades atómicas o moleculares. Se han propuesto varios métodos de cálculo, y aunque puede haber pequeñas diferencias en los valores numéricos de la electronegatividad, todos los métodos muestran las mismas tendencias periódicas entre elementos .

El método de cálculo más utilizado es el propuesto originalmente por Linus Pauling. Esto da una cantidad adimensional , comúnmente conocida como escala de Pauling ( χ _r ), en una escala relativa que va de 0,79 a 3,98 ( hidrógeno  = 2,20). Cuando se utilizan otros métodos de cálculo, es convencional (aunque no obligatorio) citar los resultados en una escala que cubre el mismo rango de valores numéricos: esto se conoce como electronegatividad en unidades de Pauling .

Como se suele calcular, la electronegatividad no es una propiedad de un átomo solo, sino más bien una propiedad de un átomo en una molécula . ^{[4] Las} propiedades de un átomo libre incluyen energía de ionización y afinidad electrónica . Es de esperar que la electronegatividad de un elemento varíe con su entorno químico, ^[5] pero normalmente se considera una propiedad transferible , es decir, que valores similares serán válidos en una variedad de situaciones.

El cesio es el elemento menos electronegativo (0,79); el flúor es el más (3,98).

Métodos de cálculo

Electronegatividad de Pauling

Pauling propuso por primera vez ^[3] el concepto de electronegatividad en 1932 para explicar por qué el enlace covalente entre dos átomos diferentes (A – B) es más fuerte que el promedio de los enlaces A – A y B – B. Según la teoría del enlace de valencia , de la cual Pauling fue un defensor notable, esta "estabilización adicional" del enlace heteronuclear se debe a la contribución de las formas canónicas iónicas al enlace.

La diferencia de electronegatividad entre los átomos A y B viene dada por:

${\displaystyle |\chi _{\rm {A}}-\chi _{\rm {B}}|=({\rm {eV}})^{-1/2}{\sqrt {E_{\rm {d}}({\rm {AB}})-{\frac {E_{\rm {d}}({\rm {AA}})+E_{\rm {d}}({\rm {BB}})}{2}}}}}$

donde las energías de disociación , E _d , de los enlaces A – B, A – A y B – B se expresan en electronvoltios , incluyéndose el factor (eV) ^{- 1 ⁄ 2} para asegurar un resultado adimensional. Por lo tanto, la diferencia en la electronegatividad de Pauling entre el hidrógeno y el bromo es 0,73 (energías de disociación: H – Br, 3,79 eV; H – H, 4,52 eV; Br – Br 2,00 eV)

Como solo se definen las diferencias de electronegatividad, es necesario elegir un punto de referencia arbitrario para construir una escala. Se eligió el hidrógeno como referencia, ya que forma enlaces covalentes con una gran variedad de elementos: su electronegatividad se fijó primero ^[3] en 2,1, luego se revisó ^[6] a 2,20. También es necesario decidir cuál de los dos elementos es más electronegativo (equivalente a elegir uno de los dos signos posibles para la raíz cuadrada). Esto generalmente se hace usando "intuición química": en el ejemplo anterior, el bromuro de hidrógeno se disuelve en agua para formar H ⁺ y Br ^-iones, por lo que se puede suponer que el bromo es más electronegativo que el hidrógeno. Sin embargo, en principio, dado que se deben obtener las mismas electronegatividades para dos compuestos de enlace cualesquiera, los datos están de hecho sobredeterminados y los signos son únicos una vez que se fija un punto de referencia (generalmente, para H o F).

Para calcular la electronegatividad de Pauling para un elemento, es necesario tener datos sobre las energías de disociación de al menos dos tipos de enlaces covalentes formados por ese elemento. AL Allred actualizó los valores originales de Pauling en 1961 para tener en cuenta la mayor disponibilidad de datos termodinámicos, ^[6] y son estos valores "revisados ​​de Pauling" de la electronegatividad los que se utilizan con mayor frecuencia.

El punto esencial de la electronegatividad de Pauling es que existe una fórmula semi-empírica subyacente, bastante precisa, para las energías de disociación, a saber:

${\displaystyle E_{\rm {d}}({\rm {AB}})={\frac {E_{\rm {d}}({\rm {AA}})+E_{\rm {d}}({\rm {BB}})}{2}}+(\chi _{\rm {A}}-\chi _{\rm {B}})^{2}{\rm {eV}}}$

oa veces, un ajuste más preciso

${\displaystyle E_{\rm {d}}({\rm {AB}})={\sqrt {E_{\rm {d}}({\rm {AA}})E_{\rm {d}}({\rm {BB}})}}+1.3(\chi _{\rm {A}}-\chi _{\rm {B}})^{2}{\rm {eV}}}$

Esta es una ecuación aproximada pero se mantiene con buena precisión. Pauling lo obtuvo al señalar que un enlace se puede representar aproximadamente como una superposición mecánica cuántica de un enlace covalente y dos estados de enlace iónico. La energía covalente de un enlace es aproximada, por cálculos de mecánica cuántica, la media geométrica de las dos energías de enlaces covalentes de las mismas moléculas, y hay energía adicional que proviene de factores iónicos, es decir, el carácter polar del enlace.

La media geométrica es aproximadamente igual a la media aritmética - que se aplica en la primera fórmula anterior - cuando las energías son de un valor similar, por ejemplo, excepto para los elementos altamente electropositivos, donde hay una diferencia mayor de dos energías de disociación; la media geométrica es más precisa y casi siempre da un exceso de energía positiva, debido al enlace iónico. La raíz cuadrada de este exceso de energía, señala Pauling, es aproximadamente aditiva y, por lo tanto, se puede introducir la electronegatividad. Por lo tanto, es esta fórmula semi-empírica para la energía de enlace la que subyace al concepto de electronegatividad de Pauling.

Las fórmulas son aproximadas, pero esta aproximación aproximada es de hecho relativamente buena y da la intuición correcta, con la noción de la polaridad del enlace y alguna base teórica en mecánica cuántica. A continuación, se determinan las electronegatividades para que se ajusten mejor a los datos.

En compuestos más complejos, existe un error adicional ya que la electronegatividad depende del entorno molecular de un átomo. Además, la estimación de energía solo se puede usar para enlaces simples, no múltiples. La energía de la formación de una molécula que contiene solo enlaces simples se puede aproximar posteriormente a partir de una tabla de electronegatividad y depende de los constituyentes y la suma de cuadrados de las diferencias de electronegatividades de todos los pares de átomos enlazados. Una fórmula de este tipo para estimar la energía suele tener un error relativo del orden del 10%, pero se puede utilizar para obtener una idea cualitativa aproximada y una comprensión de una molécula.

• v
• t
• mi

Tabla periódica de electronegatividad por escala de Pauling

→ Disminuye el radio atómico → Aumenta la energía de ionización → Aumenta la electronegatividad →

	1	2		3	4	5	6	7	8	9	10	11	12	13	14	15	dieciséis	17	18
Grupo  →
↓  Periodo
1	H 2,20																		Él
2	Li 0,98	Ser 1,57												B 2.04	C 2.55	N 3.04	O 3,44	F 3,98	Nordeste
3	Na 0,93	Mg 1,31												Al 1,61	Si 1,90	P 2.19	S 2.58	Cl 3.16	Arkansas
4	K 0,82	Ca 1,00		Sc 1.36	Ti 1.54	V 1,63	Cr 1,66	Mn 1,55	Fe 1,83	Co 1,88	Ni 1,91	Cu 1,90	Zn 1,65	Ga 1,81	Ge 2.01	Como 2.18	Se 2.55	Br 2.96	3,00 Kr
5	Rb 0,82	Sr 0,95		Y 1,22	Zr 1,33	Nb 1.6	Mo 2.16	Tc 1.9	Ru 2.2	Rh 2.28	Pd 2.20	Ag 1.93	Cd 1,69	En 1,78	Sn 1,96	Sb 2.05	Te 2.1	Yo 2,66	Xe 2.60
6	Cs 0,79	Ba 0,89		Lu 1.27	Hf 1.3	Ta 1,5	Ancho 2,36	Re 1.9	OS 2.2	Ir 2,20	Pt 2.28	Au 2,54	Hg 2.00	Tl 1,62	Pb 2,33	Bi 2.02	Po 2.0	En 2,2	Rn 2,2
7	Fr > 0,79 [en 1]	Ra 0,9		Lr 1.3 [en 2]	Rf	Db	Sg	Bh	Hs	Monte	Ds	Rg	Cn	Nueva Hampshire	Florida	Mc	Lv	Ts	Og
				La 1.1	Ce 1.12	Pr 1,13	Nd 1,14	Pm 1,13	Sm 1,17	Eu 1.2	Di-s 1.2	Tb 1.1	Dy 1.22	Ho 1,23	Er 1.24	Tm 1,25	Yb 1.1
				Ac 1.1	Jue 1.3	Pa 1,5	U 1,38	Np 1,36	Pu 1,28	Soy 1,13	Cm 1,28	Libro 1.3	Cf 1.3	Es 1.3	Fm 1.3	Md 1.3	No 1.3

Ver también: Electronegatividades de los elementos (página de datos)

1. Pauling eligió la electronegatividad del francio como 0,7, cercana a la del cesio (también se evaluó como 0,7 en ese punto). El valor base del hidrógeno se incrementó posteriormente en 0,10 y la electronegatividad del cesio se refinó más tarde a 0,79; sin embargo, no se han realizado refinamientos para el francio ya que no se ha realizado ningún experimento. Sin embargo, se espera que el francio y, en pequeña medida, sea más electronegativo que el cesio. Consulte francio para obtener más detalles.
2. Véase Brown, Geoffrey (2012). La Tierra Inaccesible: una visión integrada de su estructura y composición . Springer Science & Business Media. pag. 88. ISBN 9789401115162.

Electronegatividad de Mulliken

La correlación entre electronegatividades de Mulliken ( eje x , en kJ / mol) y electronegatividades de Pauling ( eje y ).

Robert S. Mulliken propuso que la media aritmética de la primera energía de ionización (E _i ) y la afinidad electrónica (E _ea ) deberían ser una medida de la tendencia de un átomo a atraer electrones. ^{[7] [8]} Como esta definición no depende de una escala relativa arbitraria, también se ha denominado electronegatividad absoluta , ^[9] con las unidades de kilojulios por mol o electronvoltios .

${\displaystyle \chi ={\frac {E_{\rm {i}}+E_{\rm {ea}}}{2}}\,}$

Sin embargo, es más habitual utilizar una transformación lineal para transformar estos valores absolutos en valores que se asemejen a los valores más familiares de Pauling. Para energías de ionización y afinidades electrónicas en electronvoltios, ^[10]

${\displaystyle \chi =0.187(E_{\rm {i}}+E_{\rm {ea}})+0.17\,}$

y para las energías en kilojulios por mol, ^[11]

${\displaystyle \chi =(1.97\times 10^{-3})(E_{\rm {i}}+E_{\rm {ea}})+0.19.}$

La electronegatividad de Mulliken solo se puede calcular para un elemento para el que se conoce la afinidad electrónica, cincuenta y siete elementos a partir de 2006. A veces se dice que la electronegatividad de Mulliken de un átomo es el negativo del potencial químico . ^[12] Al insertar las definiciones energéticas del potencial de ionización y la afinidad electrónica en la electronegatividad de Mulliken, es posible demostrar que el potencial químico de Mulliken es una aproximación en diferencias finitas de la energía electrónica con respecto al número de electrones., Es decir,

${\displaystyle \mu ({\rm {Mulliken)=-\chi ({\rm {Mulliken)={}-{\frac {E_{\rm {i}}+E_{\rm {ea}}}{2}}\,}}}}}$

Electronegatividad Allred-Rochow

La correlación entre las electronegatividades de Allred-Rochow ( eje x , en Å ^-2 ) y las electronegatividades de Pauling ( eje y ).

A. Louis Allred y Eugene G. Rochow consideraron ^[13] que la electronegatividad debería estar relacionada con la carga experimentada por un electrón en la "superficie" de un átomo: cuanto mayor sea la carga por unidad de área de superficie atómica, mayor será la tendencia de esa átomo para atraer electrones. La carga nuclear efectiva , Z _eff , experimentada por los electrones de valencia se puede estimar usando las reglas de Slater , mientras que el área de la superficie de un átomo en una molécula puede tomarse como proporcional al cuadrado del radio covalente , r _cov . Cuando r _cov se expresa en picómetros, ^[14]

${\displaystyle \chi =3590{{Z_{\rm {eff}}} \over {r_{\rm {cov}}^{2}}}+0.744}$

Ecualización de electronegatividad de Sanderson

La correlación entre electronegatividades de Sanderson ( eje x , unidades arbitrarias) y electronegatividades de Pauling ( eje y ).

RT Sanderson también ha observado la relación entre la electronegatividad de Mulliken y el tamaño atómico, y ha propuesto un método de cálculo basado en el recíproco del volumen atómico. ^[15] Con un conocimiento de las longitudes de los enlaces, el modelo de Sanderson permite estimar las energías de los enlaces en una amplia gama de compuestos. ^[16] El modelo de Sanderson también se ha utilizado para calcular la geometría molecular, la energía de los electrones s , las constantes de espín-espín de RMN y otros parámetros para compuestos orgánicos. ^{[17] [18]} Este trabajo es la base del concepto de ecualización de electronegatividad., lo que sugiere que los electrones se distribuyen alrededor de una molécula para minimizar o igualar la electronegatividad de Mulliken. ^[19] Este comportamiento es análogo a la ecualización del potencial químico en la termodinámica macroscópica. ^[20]

Electronegatividad Allen

La correlación entre las electronegatividades de Allen ( eje x , en kJ / mol) y las electronegatividades de Pauling ( eje y ).

Quizás la definición más simple de electronegatividad es la de Leland C. Allen, quien ha propuesto que está relacionada con la energía promedio de los electrones de valencia en un átomo libre, ^{[21] [22] [23]}

${\displaystyle \chi ={n_{\rm {s}}\varepsilon _{\rm {s}}+n_{\rm {p}}\varepsilon _{\rm {p}} \over n_{\rm {s}}+n_{\rm {p}}}}$

donde ε _{s, p} son las energías de un electrón de los electrones s y p en el átomo libre y n _{s, p} son el número de electrones s y p en la capa de valencia. Es habitual aplicar un factor de escala, 1,75 × 10 ⁻³ para energías expresadas en kilojulios por mol o 0,169 para energías medidas en electronvoltios, para obtener valores numéricamente similares a las electronegatividades de Pauling.

Las energías de un electrón se pueden determinar directamente a partir de datos espectroscópicos , por lo que las electronegatividades calculadas mediante este método a veces se denominan electronegatividades espectroscópicas . Los datos necesarios están disponibles para casi todos los elementos, y este método permite la estimación de electronegatividades para elementos que no pueden ser tratados por los otros métodos, por ejemplo , francio , que tiene una electronegatividad de Allen de 0,67. ^[24] Sin embargo, no está claro qué deben considerarse electrones de valencia para los elementos del bloque d y f, lo que conduce a una ambigüedad para sus electronegatividades calculadas por el método de Allen.

En esta escala, el neón tiene la mayor electronegatividad de todos los elementos, seguido del flúor , el helio y el oxígeno .

v t mi Electronegatividad usando la escala de Allen
Grupo  →	1	2	3	4	5	6	7	8	9	10	11	12	13	14	15	dieciséis	17	18
↓  Periodo
1	H 2.300																	Él 4.160
2	Li 0,912	Ser 1.576											B 2.051	C 2.544	N 3.066	O 3.610	F 4.193	Ne 4.787
3	Na 0,869	Mg 1.293											Al 1.613	Si 1.916	P 2.253	S 2.589	Cl 2.869	Ar 3.242
4	K 0,734	Ca 1.034	Sc 1,19	Ti 1,38	V 1,53	Cr 1,65	Mn 1,75	Fe 1,80	Co 1,84	Ni 1,88	Cu 1,85	Zn 1.588	Ga 1.756	Gé 1.994	Como 2.211	Se 2.424	Br 2.685	Kr 2.966
5	Rb 0,706	Sr 0,963	Y 1.12	Zr 1,32	Nb 1,41	Mo 1,47	Tc 1,51	Ru 1,54	Rh 1.56	Pd 1.58	Agosto 1,87	Cd 1.521	En 1.656	Sn 1.824	Sb 1.984	Te 2.158	Yo 2.359	Xe 2.582
6	Cs 0,659	Ba 0.881	Lu 1.09	Hf 1,16	Ta 1,34	W 1,47	Re 1,60	Os 1,65	Ir 1,68	Pt 1,72	Au 1,92	Hg 1.765	Tl 1.789	Pb 1.854	Bi 2.01	Po 2.19	A las 2.39	Rn 2,60
7	De 0,67	Ra 0,89
Ver también: Electronegatividades de los elementos (página de datos)

Correlación de la electronegatividad con otras propiedades

La variación del desplazamiento del isómero ( eje y , en mm / s) de los aniones [SnX ₆ ] ²⁻ , medida por espectroscopia de ¹¹⁹ Sn Mössbauer , contra la suma de las electronegatividades de Pauling de los sustituyentes haluro ( eje x ).

La amplia variedad de métodos de cálculo de electronegatividades, que dan resultados que se correlacionan bien entre sí, es una indicación del número de propiedades químicas que podrían verse afectadas por la electronegatividad. La aplicación más obvia de las electronegatividades se encuentra en la discusión de la polaridad de los enlaces , para la cual Pauling introdujo el concepto. En general, cuanto mayor es la diferencia de electronegatividad entre dos átomos, más polar es el enlace que se formará entre ellos, estando el átomo que tiene la electronegatividad más alta en el extremo negativo del dipolo. Pauling propuso una ecuación para relacionar el "carácter iónico" de un enlace con la diferencia en la electronegatividad de los dos átomos, ^[4] aunque esto ha caído un poco en desuso.

Se han demostrado varias correlaciones entre las frecuencias de estiramiento infrarrojo de ciertos enlaces y las electronegatividades de los átomos involucrados: ^[25] sin embargo, esto no es sorprendente ya que tales frecuencias de estiramiento dependen en parte de la fuerza del enlace, que entra en el cálculo de las electronegatividades de Pauling. Más convincentes son las correlaciones entre la electronegatividad y los cambios químicos en la espectroscopia de RMN ^[26] o los cambios de isómeros en la espectroscopia de Mössbauer ^[27](ver figura). Ambas medidas dependen de la densidad del electrón-s en el núcleo, por lo que son una buena indicación de que las diferentes medidas de electronegatividad realmente describen "la capacidad de un átomo en una molécula para atraer electrones hacia sí mismo". ^{[1] [4]}

Tendencias en electronegatividad

Tendencias periódicas

La variación de la electronegatividad de Pauling ( eje y ) a medida que uno desciende los grupos principales de la tabla periódica desde el segundo período al sexto período.

En general, la electronegatividad aumenta al pasar de izquierda a derecha a lo largo de un período y disminuye al descender un grupo. Por lo tanto, el flúor es el más electronegativo de los elementos (sin contar los gases nobles ), mientras que el cesio es el menos electronegativo, al menos de aquellos elementos para los que se dispone de datos sustanciales. ^[24] Esto llevaría a uno a creer que el fluoruro de cesio es el compuesto cuya unión presenta el carácter más iónico.

Hay algunas excepciones a esta regla general. El galio y el germanio tienen electronegatividades más altas que el aluminio y el silicio , respectivamente, debido a la contracción del bloque d . Los elementos del cuarto período inmediatamente después de la primera fila de metales de transición tienen radios atómicos inusualmente pequeños porque los electrones 3d no son efectivos para proteger la carga nuclear aumentada, y el tamaño atómico más pequeño se correlaciona con una mayor electronegatividad (ver Electronegatividad de Allred-Rochow , Sanderson electronegatividad arriba). La electronegatividad anormalmente alta del plomo , en particular en comparación contalio y bismuto , es un artefacto de electronegatividad que varía con el estado de oxidación: su electronegatividad se ajusta mejor a las tendencias si se cita para el estado +2 con un valor de Pauling de 1,87 en lugar del estado +4.

Variación de la electronegatividad con el número de oxidación

En química inorgánica, es común considerar que un valor único de electronegatividad es válido para la mayoría de situaciones "normales". Si bien este enfoque tiene la ventaja de la simplicidad, está claro que la electronegatividad de un elemento no es una propiedad atómica invariable y, en particular, aumenta con el estado de oxidación del elemento.

Allred utilizó el método de Pauling para calcular electronegatividades separadas para diferentes estados de oxidación del puñado de elementos (incluidos el estaño y el plomo) para los que se disponía de datos suficientes. ^[6] Sin embargo, para la mayoría de los elementos, no hay suficientes compuestos covalentes diferentes para los que se conozcan las energías de disociación de enlaces para hacer factible este enfoque. Esto es particularmente cierto para los elementos de transición, donde los valores de electronegatividad citados suelen ser, por necesidad, promedios sobre varios estados de oxidación diferentes y donde las tendencias en electronegatividad son más difíciles de ver como resultado.

Ácido	Fórmula	Estado de oxidación del cloro	p K a
Ácido hipocloroso	HClO	+1	+7,5
Ácido cloroso	HClO 2	+3	+2.0
Ácido clorhídrico	HClO 3	+5	–1,0
Ácido perclórico	HClO 4	+7	–10

Los efectos químicos de este aumento de electronegatividad se pueden ver tanto en las estructuras de óxidos y haluros como en la acidez de óxidos y oxoácidos. Por tanto, CrO 3 y Mn 2 O 7 son óxidos ácidos con puntos de fusión bajos , mientras que Cr 2 O 3 es anfótero y Mn 2 O 3 es un óxido completamente básico .

El efecto también se puede ver claramente en las constantes de disociación de los oxoácidos del cloro . El efecto es mucho mayor de lo que podría explicarse si la carga negativa se comparte entre un mayor número de átomos de oxígeno, lo que daría lugar a una diferencia en p K _a de log ₁₀ ( 1 ⁄ 4 ) = –0,6 entre el ácido hipocloroso y el ácido perclórico.. A medida que aumenta el estado de oxidación del átomo de cloro central, se extrae más densidad de electrones de los átomos de oxígeno al cloro, lo que disminuye la carga negativa parcial de los átomos de oxígeno individuales. Al mismo tiempo, la carga parcial positiva del hidrógeno aumenta con un estado de oxidación más alto. Esto explica el aumento de acidez observado con el aumento del estado de oxidación en los oxoácidos del cloro.

Esquema de electronegatividad e hibridación

La electronegatividad de un átomo cambia dependiendo de la hibridación del orbital empleado en la unión. Los electrones en los orbitales s se mantienen más apretados que los electrones en los orbitales p. Por lo tanto, un enlace a un átomo que emplea un orbital híbrido sp ^x para el enlace estará más fuertemente polarizado con ese átomo cuando el orbital híbrido tenga más carácter s. Es decir, cuando se comparan electronegatividades para diferentes esquemas de hibridación de un elemento dado, se mantiene el orden χ (sp ³ ) <χ (sp ² ) <χ (sp) (la tendencia debe aplicarse a índices de hibridación no enterostambién). Si bien esto es cierto en principio para cualquier elemento del grupo principal, los valores para la electronegatividad específica de la hibridación se citan con mayor frecuencia para el carbono. En química orgánica, estas electronegatividades se invocan con frecuencia para predecir o racionalizar las polaridades de los enlaces en compuestos orgánicos que contienen enlaces dobles y triples con el carbono.

Hibridación	χ (Pauling) [28]
C (punto 3 )	2.3
C (punto 2 )	2.6
C (sp)	3.1
'genérico' C	2.5

Electronegatividad grupal

En química orgánica, la electronegatividad se asocia más con diferentes grupos funcionales que con átomos individuales. Los términos electronegatividad de grupo y electronegatividad de sustituyente se utilizan como sinónimos. Sin embargo, es común distinguir entre el efecto inductivo y el efecto de resonancia , que podrían describirse como electronegatividades σ y π, respectivamente. Hay una serie de relaciones lineales de energía libre que se han utilizado para cuantificar estos efectos, de las cuales la ecuación de Hammett es la más conocida. Los parámetros de Kabachnik son electronegatividades de grupo para su uso en la química organofosforada .

Electropositividad

La electropositividad es una medida de la capacidad de un elemento para donar electrones y, por tanto, formar iones positivos ; por tanto, es la antípoda de la electronegatividad.

Principalmente, este es un atributo de los metales , lo que significa que, en general, cuanto mayor es el carácter metálico de un elemento, mayor es la electropositividad. Por tanto, los metales alcalinos son los más electropositivos de todos. Esto se debe a que tienen un solo electrón en su capa exterior y, como está relativamente lejos del núcleo del átomo, se pierde fácilmente; en otras palabras, estos metales tienen bajas energías de ionización . ^[29]

Mientras que la electronegatividad aumenta a lo largo de los períodos en la tabla periódica y disminuye los grupos hacia abajo , la electropositividad disminuye a lo largo de los períodos (de izquierda a derecha) y aumenta hacia los grupos hacia abajo. Esto significa que los elementos de la parte superior derecha de la tabla periódica de elementos (oxígeno, azufre, cloro, etc.) tendrán la mayor electronegatividad y los de la parte inferior izquierda (rubidio, cesio y francio) la mayor electropositividad.

Ver también

• Electronegatividades de los elementos (página de datos)
• Polaridad química
• Unión metálica
• Hibridación orbital
• Estado de oxidación
• Tabla periódica
• Energía de ionización
• Afinidad electronica

Referencias

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Bibliografía

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Enlaces externos

• Medios relacionados con la electronegatividad en Wikimedia Commons
• WebElements , enumera los valores de electronegatividades mediante varios métodos de cálculo diferentes
• Video que explica la electronegatividad
• Gráfico de electronegatividad , una lista resumida de la electronegatividad de cada elemento junto con una tabla periódica interactiva