Grado 11
  1. Conceptos básicos de química  1.1. Importancia de la Química  1.2. Naturaleza y alcance de la química  1.3. leyes de la combinación química  1.3.1. Ley de conservación de la masa  1.3.2. La ley de las proporciones definidas  1.3.3. Ley de las proporciones múltiples  1.3.4. Ley de los volúmenes de gases  1.3.5. Ley de Avogadro  1.4. La teoría atómica de Dalton  1.5. Concepto de mol y masa molar  1.6. Composición porcentual  1.7. Fórmula empírica y molecular  1.8. Estequiometría y Cálculos Estequiométricos  1.9. Concepto de reactivo limitante
  2. Estructura del átomo  2.1. Descubrimiento del electrón, protón y neutrón  2.2. Modelo Atómico  2.2.1. Modelo de Thomson  2.2.2. El modelo de Rutherford  2.2.3. Modelo de Bohr  2.3. Modelo mecánico cuántico del átomo  2.4. Doble naturaleza de la materia y la radiación  2.5. El principio de incertidumbre de Heisenberg  2.6. Numeros cuánticos  2.7. Orbitales atómicos y sus formas  2.8. Configuración electrónica de los elementos  2.9. Aufbau principle  2.10. El principio de exclusión de Pauli  2.11. Regla de máxima multiplicidad de Hund  2.12. La hipótesis de De Broglie  2.13. Efecto fotoeléctrico
  3. Clasificación de elementos y periodicidad en propiedades  3.1. Desarrollo histórico de la tabla periódica  3.2. Ley Periódica Moderna y Tabla Periódica  3.3. Tendencias periódicas en propiedades  3.3.1. Radio Atómico e Iónico  3.3.2. Entalpía de ionización  3.3.3. Entalpía de ganancia de electrones  3.3.4. Electronegatividad  3.3.5. Valencia  3.3.6. Propiedades Metálicas y No Metálicas  3.3.7. Estados de oxidación  3.4. Propiedades Inusuales de los Primeros Elementos
  4. Enlace Químico y Estructura Molecular  4.1. Enfoque de Kossel-Lewis sobre el enlace químico  4.2. Enlace iónico o electrovalente  4.3. Enlace covalente y sus características  4.4. Parámetros de enlace  4.5. Teoría VSEPR  4.6. Teoría del enlace de valencia  4.7. Hibridación y sus tipos  4.8. Teoría del orbital molecular  4.8.1. Orden de enlace y estabilidad  4.9. Enlace de hidrógeno
  5. Estados de la materia  5.1. Fuerzas intermoleculares  5.2. Leyes de los gases  5.2.1. La ley de Boyle  5.2.2. La ley de Charles  5.2.3. La Ley de Avogadro  5.2.4. La ley de Dalton de las presiones parciales  5.2.5. La ley de difusión de Graham  5.3. Ecuación del Gas Ideal y Aplicaciones  5.4. Gases reales y desviaciones del comportamiento ideal  5.5. Teoría cinética molecular de los gases  5.6. Licuefacción de gases  5.7. Propiedades de los líquidos  5.8. Tensión superficial y viscosidad
  6. Thermodynamics  6.1. Sistema y entorno  6.2. Tipos de sistemas en termodinámica  6.3. Types of procedures  6.4. Primera ley de la termodinámica  6.5. Energía interna y entalpía  6.6. Capacidad calorífica y calor específico  6.7. La ley de Hess de la suma constante de calor  6.8. Entalpía de disociación de enlace  6.9. Entalpía de formación y combustión  6.10. Entalpía de disolución y neutralización  6.11. Espontaneidad y la segunda ley de la termodinámica  6.12. Energía libre de Gibbs y sus aplicaciones
  7. Equilibrio  7.1. El concepto de equilibrio  7.2. Constante de equilibrio y sus aplicaciones  7.3. El principio de Le Chatelier  7.4. Equilibrio iónico en soluciones  7.5. Teoría de Ácidos y Bases  7.5.1. Concepto de Arrhenius  7.5.2. Concepto de Bronsted-Lowry  7.5.3. Concepto de Lewis  7.6. Escala de pH y pOH  7.7. Common ion effect  7.8. Hidrólisis de sales  7.9. Sistemas tampón y su mecanismo de acción  7.10. Equilibrio de solubilidad de sales poco solubles
  8. Reacciones Redox  8.1. Oxidation and reduction concepts  8.2. Número de oxidación y sus aplicaciones  8.3. Reacciones Redox en términos de transferencia de electrones  8.4. Balanceando reacciones redox (métodos de número de oxidación y ion-electrón)  8.5. Tipos de reacciones redox  8.6. Celdas Electroquímicas y Reacciones Redox
  9. Hidrógeno  9.1. Posición del Hidrógeno en la Tabla Periódica  9.2. Isótopos de hidrógeno  9.3. Preparación de Hidrógeno  9.4. Propiedades del Hidrógeno  9.5. Hidruros y su clasificación  9.6. Agua y agua pesada  9.7. El peróxido de hidrógeno y sus propiedades  9.8. Usos del hidrógeno y sus compuestos
  10. Elementos del bloque s (metales alcalinos y alcalinotérreos)  10.1. Elementos del Grupo 1 - Propiedades y Tendencias  10.2. Elementos del Grupo 2 - Propiedades y Tendencias  10.3. Propiedades inusuales del litio y berilio  10.4. Compuestos importantes del sodio y sus usos  10.5. Compuestos importantes de magnesio y calcio
  11. Algunos elementos del bloque p  11.1. Introducción General a los Elementos del Bloque p  11.2. Elementos del Grupo 13  11.2.1. Boro y sus compuestos  11.3. Elementos del Grupo 14  11.3.1. El carbono y sus alótropos  11.3.2. Compuestos Importantes de Carbono y Silicio
  12. Química Orgánica - Algunos Principios y Técnicas Básicas  12.1. Clasificación y Nomenclatura de Compuestos Orgánicos  12.2. Representación estructural de compuestos orgánicos  12.3. Clasificación de reacciones orgánicas  12.4. Efectos Electrónicos en Química Orgánica  12.4.1. Efecto inductivo  12.4.2. Efecto de resonancia  12.4.3. Hiperconjugación  12.5. Mecanismo de reacción y especies intermedias  12.6. Purificación y análisis cualitativo de compuestos orgánicos
  13. Hidrocarburos  13.1. Hidrocarburos  13.1.1. Preparación y Propiedades de los Alquenos  13.2. Alqueno  13.2.1. Preparación y Propiedades de los Alquenos  13.2.2. Reacciones de adición electrofílica  13.3. Alquinos  13.3.1. Preparación y Propiedades de Los Alquinos  13.4. Hidrocarburos aromáticos  13.4.1. Estructura y propiedades del benceno  13.4.2. Reacciones de sustitución electrofílica del benceno
  14. Química Ambiental  14.1. Contaminación Ambiental  14.2. Contaminación atmosférica y el efecto invernadero  14.3. Contaminación del agua y métodos de tratamiento  14.4. Contaminación del suelo y sus efectos  14.5. Residuos industriales y su tratamiento  14.6. Estrategias para el control de la contaminación

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Electronegatividad


La electronegatividad es uno de los conceptos más importantes y frecuentemente discutidos en el estudio de la química. Desempeña un papel vital cuando intentamos entender cómo interactúan los elementos entre sí. La electronegatividad nos ayuda a predecir cómo se comparten los electrones entre átomos en enlaces covalentes y cómo esos compuestos se comportarán en varias reacciones químicas. Es una piedra angular para entender la naturaleza química de los compuestos y predecir sus propiedades.

La electronegatividad significa que un átomo tiene una tendencia a atraer electrones hacia sí mismo cuando está enlazado a otro átomo. Esencialmente, es una medida de cuán fuertemente un átomo atrae a los electrones compartidos en un enlace químico. En términos simples, la electronegatividad es cuánto desea un átomo los electrones.

Definiendo la electronegatividad

La electronegatividad no es una cantidad directamente medible. En cambio, es un valor sin dimensiones que obtenemos a través de cálculos y estimaciones, usualmente en una escala de aproximadamente 0.7 a 4.0. La escala más comúnmente usada es la escala de Pauling, nombrada así por el científico Linus Pauling, quien fue fundamental en el desarrollo del concepto.

Para entender el concepto de electronegatividad, considere un enlace químico entre dos átomos: el átomo A y el átomo B. Si el átomo A tiene una mayor electronegatividad que el átomo B, los electrones compartidos en el enlace serán más atraídos hacia el átomo A. Como resultado, el átomo A se vuelve parcialmente cargado negativamente, y el átomo B se vuelve parcialmente cargado positivamente. A este reparto desigual de electrones se le conoce como enlace polar.

Antecedentes históricos

El concepto de electronegatividad fue introducido por primera vez por Jöns Jacob Berzelius a principios del siglo XIX, pero fue ampliamente desarrollado y cuantificado por Linus Pauling en el siglo XX. La escala de Pauling se basó en la energía de enlace y fue un método innovador que sentó las bases para todo lo que siguió. Su trabajo proporcionó una base empírica para comprender y predecir la naturaleza de los enlaces químicos.

Visualización de la electronegatividad

Podemos usar una tabla periódica simple para encontrar la tendencia en los valores de electronegatividades.

H He 2.2 (Sin datos) Li 1.0 Be 1.5 B 2.0 C 2.5 N 3.0 O 3.5 F 4.0 Ne (Sin datos) |--------------> Aumenta Na 0.9 Mg 1.2 Al 1.5 Si 1.8 P 2.1 S 2.5 Cl 3.0 Ar (Sin datos) |--------------> Aumenta
H He 2.2 (Sin datos) Li 1.0 Be 1.5 B 2.0 C 2.5 N 3.0 O 3.5 F 4.0 Ne (Sin datos) |--------------> Aumenta Na 0.9 Mg 1.2 Al 1.5 Si 1.8 P 2.1 S 2.5 Cl 3.0 Ar (Sin datos) |--------------> Aumenta

Tendencias de electronegatividad en la tabla periódica

Tendencias a lo largo de un período

A medida que nos movemos de izquierda a derecha a lo largo de un período en la tabla periódica, las electronegatividades generalmente aumentan. Esto se debe a que el número de protones en el núcleo aumenta, creando una carga positiva más fuerte que puede atraer electrones más intensamente. Como resultado, los elementos ubicados en el lado derecho de un período muestran electronegatividades más altas.

Ejemplo:

Considere los elementos del período 2: litio (Li), berilio (Be), boro (B), carbono (C), nitrógeno (N), oxígeno (O) y flúor (F). La electronegatividad aumenta de la siguiente manera:

Li (1.0) < Be (1.5) < B (2.0) < C (2.5) < N (3.0) < O (3.5) < F (4.0)
Li (1.0) < Be (1.5) < B (2.0) < C (2.5) < N (3.0) < O (3.5) < F (4.0)

Tendencia descendente en el grupo

Al descender en un grupo en la tabla periódica, los valores de electronegatividades generalmente disminuyen. Esto se debe a que, a medida que descendemos en un grupo, se agregan capas de electrones adicionales, aumentando la distancia entre el núcleo y los electrones más externos. Como resultado, la carga nuclear efectiva experimentada por los electrones de valencia se reduce, haciendo que estos electrones sean menos fuertemente atraídos al núcleo.

Ejemplo:

Considere los elementos del Grupo 17: flúor (F), cloro (Cl), bromo (Br) y yodo (I). La electronegatividad disminuye de la siguiente manera:

F (4.0) > Cl (3.0) > Br (2.8) > I (2.5)
F (4.0) > Cl (3.0) > Br (2.8) > I (2.5)

Rol de la electronegatividad en enlaces químicos

La electronegatividad es un factor importante para determinar el tipo de enlace que se forma entre dos átomos: ya sea iónico o covalente. También afecta la polaridad del enlace dentro de la molécula.

Enlace iónico

Si existe una gran diferencia de electronegatividades entre dos átomos, esto suele resultar en la formación de un enlace iónico. El átomo más electronegativo atraerá completamente los electrones del enlace, quedando cargado negativamente, mientras que el átomo menos electronegativo se volverá cargado positivamente. Esto lleva a la formación de iones.

Ejemplo:

Considere el sodio (Na) y el cloro (Cl):

Na (0.9) y Cl (3.0)
Na (0.9) y Cl (3.0)

Aquí, la diferencia en electronegatividades es importante, resultando en la formación de iones Na + y Cl -, que están unidos por enlaces iónicos en NaCl.

Enlaces covalentes

Una pequeña diferencia en electronegatividades entre dos átomos conduce a un enlace covalente, donde los electrones son compartidos. Si los átomos tienen las mismas electronegatividades, como en moléculas diatómicas como O 2 y N 2, el enlace es puramente covalente.

Ejemplo:

Considere el hidrógeno (H) y el flúor (F):

H (2.2) y F (4.0)
H (2.2) y F (4.0)

La diferencia en electronegatividades es moderada, llevando a la formación de un enlace covalente polar, con los electrones formadores de enlace atraídos hacia el flúor.

Electronegatividad y tamaño molecular

La electronegatividad también puede afectar la forma de una molécula a través del concepto de momento dipolar. Una molécula con enlaces polares tendrá una distribución de carga desigual, convirtiéndose en un dipolo con un extremo positivo y uno negativo. La forma de la molécula se ajustará para minimizar la repulsión entre estos extremos polares.

Ejemplo:

El agua (H 2 O) es un ejemplo clásico, donde las altas electronegatividades del oxígeno crean un dipolo, dando al agua su geometría angular.

Aplicaciones e importancia de la electronegatividad

Entender la electronegatividad es importante en muchas áreas de la química y disciplinas relacionadas. Este conocimiento se utiliza para predecir propiedades moleculares, reactividad, puntos de ebullición y fusión, solubilidad e incluso interacciones biológicas.

Reacciones químicas

La electronegatividad juega un papel importante en la determinación de la reactividad de los elementos. Los elementos altamente electronegativos suelen ser buenos agentes oxidantes, porque fácilmente atraen electrones. Por el contrario, los elementos con baja electronegatividad son generalmente buenos agentes reductores.

Polaridad y solubilidad

El concepto de "lo similar disuelve a lo similar" en química depende mucho de las electronegatividades. Los disolventes polares disuelven solutos polares, mientras que los disolventes no polares disuelven solutos no polares.

Interacciones biológicas

La electronegatividad puede afectar cómo interactúan las moléculas en sistemas biológicos. La actividad enzimática, la permeabilidad de la membrana y la formación de enlaces de hidrógeno en proteínas y ácidos nucleicos se ven afectados por la electronegatividad.

Conclusión

La electronegatividad es un pilar fundamental para comprender los enlaces químicos y las interacciones moleculares. Al examinar las tendencias en la tabla periódica, podemos predecir y explicar el comportamiento de diferentes elementos y sus compuestos. Este conocimiento permite a los químicos utilizar estas propiedades para aplicaciones prácticas que van desde la química industrial hasta el desarrollo de productos farmacéuticos. La electronegatividad está fuertemente vinculada a otros conceptos químicos centrales, incluida la estructura atómica y molecular, cinética de reacciones y ciencia de materiales.


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