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Electronegatividad

Electronegatividad

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¿En qué consiste el modelo de bohr?

Por Electro

El modelo de Bohr se dio a conocer como un modelo atómico que consiste en explicar de una forma lo más perfecta posible, a algunos espectros determinados experimentalmente para átomos hidrogenoides, es decir, con el uso de fórmulas físicas y matemáticas que explicaran que la estabilidad de la órbita en un átomo de hidrógeno se puede lograr. Estos son sistemas formados solamente por dos cargas, una positiva y una negativa, y ejemplos de ellos son el átomo de hidrógeno, H, los iones He+, Li+2 y Be+3.

En el año 1913 el científico danés Niels Borh se apuñó una teoría que con estudios ligados a la química como la física y las matemática logró demostrarlo.

El modelo de bohr
Niels Bohr fue un importante científico del siglo XX

El modelo de bohr y sus 4 postulados

El modelo de Bohr con sus postulados, expone que todos los electrones giran en torno a su núcleo y que en ciertas órbitas los llamados estados estacionarios cada órbita representa un nivel diferente de energía, con este modelo no podemos saber como es el aumento de electronegatividad en la tabla periódica pero si podemos saber como se comporta el átomo en su núcleo y su capacidad de captar electrones.

1er postulado:

Este primer postulado que nos da el modelo de bohr, define que un átomo de hidrógeno consta de un núcleo central con carga +Ze (donde Z es el número atómico) y de un electrón de carga −e girando alrededor del núcleo en una órbita circular de radio r con velocidad v constante.
Un electrón que gira alrededor de un núcleo en una ́ órbita de radio r y con velocidad v se encuentra sujeto a la fuerza de atracción electrostática que el núcleo de carga +Ze ejerce sobre el.

el modelo de bohr
Calculo de la fuerza centrífuga

2do postulado:


En este segundo postulado, el modelo de bohr se habla del momento angular del electrón, que no es más que el electrón recorre una determinada órbita n.
En el momento angular del electrón está cuantizado, es decir, que sólo puede adquirir determinados valores caracterizados por el número cuántico n entre el movimiento de la partícula y una onda estacionaria montada sobre la órbita.

el modelo de bohr
Calculo del momento angular

3er postulado:

Cuando se establecieron estos postulados para el modelo de bohr se buscaba simplificar las características cualitativas de lo que ocurría entre átomo y electrón.
Mientras el electrón está en una órbita no emite ni absorbe luz. Se dice que el electrón se encuentra en un estado estacionario.

4to postulado:

En el cuarto postulado del modelo de bohr se atañe la explicación de cuando el electrón pasa de un estado estacionario a otro emite o absorbe luz de frecuencia ν = ∆E/h donde ∆E es la diferencia de energıa entre los dos estados. Se dice que el electrón hace una transición del estado inicial al final.

el modelo de bohr
El modelo de bohr representado de una manera gráfica

Resumiendo…

Con esta teoría Bohr pudo, no solo determinar las energías de los electrones en sus órbitas, sino además explicar ampliamente las series espectrales visibles del hidrógeno, con una precisión asombrosa. Además, pudo predecir la emisión de energía de los átomos del hidrógeno, hasta ese momento no observados, tanto en la región ultravioleta como en la región infrarroja del espectro.

Por eso aún se sigue utilizando el modelo de Bohr como uno de los más didácticos actualmente en las áreas académicas de todos los niveles. Su teoría se basó en la de Rutherford y mejorandola para hacerla más demostrativa.

Valores de electronegatividad

Por Electro

Los valores de electronegatividad van a depender de dos clasificaciones, es decir que a pesar de que existe una sola definición, se han aplicado varias teorías para demostrarlas, y actualmente solo existen dos, la  definición de electronegatividad de Pauling que ya le hemos mencionado en otro artículos y la de Mulliken que es la que hablaremos en este apartado y compararemos con la de Pauling.

Valores de electronegatividad según la teoría de Mulliken

En el año 1935 dos años después que Pauling demostrara su escala de electronegatividad, Robert Mulliken argumentó su teoría explicando que los valores de electronegatividad dependen de la tendencia con la que un átomo en una molécula va a competir con otro átomo con el que estará unido, estos compitiendo entre sí para poder atraer los electrones compartidos y que su proporción sea divisible entre dos, es decir que la suma de su potencial de ionización y afinidad electronica sea divisible entre dos.
                                                             I + A/ 2
Donde I es el potencial de ionización y A la afinidad electrónica.

Entonces de acuerdo con esta definición, la conclusión para los valores de electronegatividad se mira sorprendente y algo engorrosa porque es muy difícil que el potencial de ionización y la afinidad electrónica o que la suma de ambas permanezca constante cuando cambian a sus estado de oxidación, por lo que ambos valores en la teoría de Mulliken no serían los del átomo en su forma básica sino que corresponden a las condiciones en la cual los átomos se encuentran en una molécula, según los ejemplos de calculo de electronegatividad observados.

En pocas palabras, esta teoría se adapta más a la forma en la que los átomos se hallen dentro de una molécula, es decir no funciona para medir la electronegatividad de un elemento por sí solo, sino para calcular una molécula combinada con otra midiendo así la capacidad de atracción de electrones entre ellas mismas, es decir que dos moléculas juntas competirán entre ellas por ganar más electrones.

Diferencia de valores de electronegatividad de Pauling y Mulliken

Los valores de electronegatividad según Pauling nos dice que la electronegatividad es una propiedad atómica en la que se cree que es constante en todos los elementos aun en su estado de oxidación. Esto daba más énfasis en que el poder de la capacidad que tenían de formar enlaces, era lo que atraían los electrones demostrando que el que más electrones atraía era el más electronegativo y el que más capacidad de formar enlaces con otros elementos.

Pauling y Mulliken
Linus Pauling y Robert Mulliken, grandes físicos y químicos del siglo XX

Mientras que Mulliken explicaba que los valores de electronegatividad eran totalmente dependientes de las características de los átomos y que estos eran los que intervenían en la capacidad de atraer electrones y formar enlaces.

Sin embargo según lo explicado en este artículo podemos inferir que Pauling es el que mejor la explica y que en la actualidad después de más de 70 años se sigue utilizando por ser la más clara, didáctica y especifica para cada uno de los elementos, aunque con el pasar de los tiempos ha ido siendo modificada pero no pierde la esencia del concepto fundamental de electronegatividad como el poder que tiene un átomo dentro de una molécula para atraer electrones hacia sí mismo y no como lo plantea Mulliken, que es la competencia entre dos átomos que forman una molécula para ver cual atrae más electrones.

Resumiendo…

Linus Pauling no fue el único que se dedicó a estudiar para poder crear la tabla de electronegatividad, también hubo un grupo de estudiosos que lo hicieron también, algunos con éxito otros no tanto, sin embargo un científico llamado Robert Mulliken que no estaba de acuerdo con lo que planteaba su homólogo Pauling, acerca la electronegatividad, que este planteaba que era una propiedad anclada en el propio enlace químico, mientras que su concepto decía que las características de los átomos eran los que intervenían en el enlace.

Estructura de Lewis

Por Electro

La estructura de Lewis la podemos definir como la forma en la que se representan los enlaces de los electrones de valencia que se muestran con puntos, el cual cada átomo forma el conjunto de enlaces de forma tal que puedan rodearse de los ocho puntos, o electrones, es decir cumpliendo la regla del octeto. En dicha estructura cada uno de los electrones podrían estar compartiendo y formando parte del enlace covalente o también no estar compartidos y son los que llamamos solitarios o no enlazantes. En el caso de las uniones iónicas no sucede igual.

Reglas de la estructura de Lewis

La estructura de Lewis correcta se suele hacer por simple intuición o incluso porque la recordamos bien, pero en el caso contrario, que no sepamos, existen reglas que nos ayudarán a realizar correctamente la estructura:

  1. Elegir el átomo central, que en general es menos electronegativo, a excepción del hidrógeno H y el más electronegativo es el flúor F, que siempre serán terminales porque solo logran formar un solo enlace. En el caso de los compuestos que son orgánicos siempre será el carbono C (excepto en los éteres).

    Estructura de Lewis
    Se muestra que para formar la estructura de Lewis, algunos átomos serán terminales y otros centrales como en el caso de la molécula de agua H2O, que los átomos de hidrógeno son terminales y el oxigeno es central.
  2. Alrededor del átomo central se van a situar los demás (enlazados) de una forma simétrica, lo más simétrico posible. En los oxoácidos, generalmente el hidrógeno H se une al oxígeno O. (En el monóxido de carbono CO y el óxido nítrico NO, el carbono C y el nitrógeno N respectivamente son centrales).
  3. Ahora viene la parte de los números, pues para calcular el número total de electrones de valencia de todos los átomos que representamos con la estructura de Lewis, solo tenemos que ir añadiendo la carga neta si es que la hay, por ejemplo: si la carga neta es -2, añadir dos electrones; si la carga neta es +1, restar un electrón.
    Y así vamos a tener el número total de electrones para poder asignar los enlaces y átomos.
  4. Bien, lo que sigue será dibujar un enlace entre cada par de átomos que se encuentran conectados, asignando a cada enlace un par de electrones que vamos a ir restando del total.

    Estructura de Lewis
    De esta forma quedarán las moléculas según su estructura de Lewis

Entonces debemos comenzar por los enlazados y terminar en el átomo central, y luego asignar los electrones restantes, en forma de pares, a cada átomo hasta que este tenga la capa cerrada.
El hidrógeno H cierra con 2. En general los átomos centrales del 2º período cierran con 8 electrones, excepto el berilio Be con 4 y el boro B con 6.
Si hay algún electrón sin par este se representa con un solo punto, que se debe situar justo en el átomo central demostrando que en este caso la molécula tiene momento magnético y es paramagnética.

Ecuación para obtener las estructuras de Lewis

La estructura de Lewis representa la disposición espacial de los electrones de las moléculas, pero es necesario el uso de ecuaciones y reglas ya mencionadas, para poder saber asignar los electrones, más no nos puede indicar el nivel de electronegatividad en la tabla periódica.

Electrones compartidos= Electrones necesarios– Electrones disponibles

Electrones necesarios= Que no son más que los que se debe llegar cada elemento, siempre 8 recordando que en el caso del hidrógeno H son 2
Electrones disponibles= Son los que tienen capa de valencia.

electrones de valencia: estructura de Lewis

Recuerda que es importante que tengamos en cuenta que en esta forma cada átomo que compone cada parte de la estructura, colocar bien los electrones según la suma o resta de electrones.

Para electrones solitarios o impares es la siguiente fórmula :
Electrones solitarios= Electrones disponibles–Electrones compartidos

¿Para qué sirve la estructura de Lewis?

La estructura de Lewis nos sirve para representar de una forma gráfica y espacial todos los compuestos o elementos que queramos estudiar y saber su capacidad de formar o no enlaces, con ayuda de las propiedades de la tabla periódica y conceptos básicos de electronegatividad y enlaces químicos.

Elementos más electronegativos

Por Electro

Como bien se sabe, en la tabla periódica la electronegatividad en los periodos aumenta hacia la derecha y en los grupos aumenta hacia arriba, pero ¿Cuáles son los elementos más electronegativos? Aquí te mostraremos cuales son.

Lista de los elementos más electronegativos de la tabla periódica

Presentamos a continuación de orden creciente todos los elementos más electronegativos de la tabla periódica hasta ahora, recordando que aún quedan muchos elementos que aún están siendo estudiados por los científicos.

Elemento          Electronegatividad

Silicio (Si)————————-1.90
Cobre (Cu)————————1.90
Tecnecio (Tc)———————1.90
Renio (Re)————————1.90
Níquel (Ni)————————1.91
Plata (Ag)————————-1.93
Estaño (Sn)———————-1.96
Mercurio (Hg)——————–2.00
Polonio (Po)———————-2.00
Germanio (Ge)——————-2.01
Bismuto (Bi)———————-2.02
Boro (B)—————————2.04
Antimonio (Sb)——————-2.05
Telurio (Te)———————–2.10
Molibdeno (Mo)—————–2.16
Arsénico (As)——————–2.18
Fósforo (P)———————–2.19
Hidrógeno (H)——————-2.20
Rutenio (Ru)———————2.20
Paladio (Pd)———————2.20
Osmio (Os)———————-2.20
Iridio (Ir)————————–2.20
Astato (At)———————–2.20
Rodio (Rh)———————-2.28
Platino (Pt)———————2.28
Plomo (Pb)———————2.33
Wolframio (W)—————–2.36
Oro (Au)————————-2.54
Carbono (C)——————–2.55
Selenio (Se)——————–2.55
Azufre (S)————————2.58
Xenón (Xe)———————-2.60
Iodo (I)—————————-2.66
Bromo (Br)———————–2.96
Nitrógeno (N)——————–3.04
Cloro (Cl)————————-3.16
Oxígeno (O)———————-3.44
Fluor (F)—————————3.98

La electronegatividad de los elementos se organiza del menos electronegativo al elemento más electronegativo en la tabla periódica, que sabemos que es la organización de los elementos químicos según su número de átomos, configuración electrónica y propiedades químicas clasificados en grupos y periodos, donde los grupos se reconocen en columnas y los periodos en filas, mientras más electronegativos según sea su periodo que están dispuestos en fila se expresa en sentido de izquierda a derecha y con respectos a los grupos que se disponen en columna va de abajo hacia arriba siendo más electronegativos a medida que asciende.

Elementos más electronegativos según su ubicación en la tabla periódica

En la tabla periódica los elementos más electronegativos, se sitúan de forma ascendente según sus grupos y periodos como veremos en la siguiente imagen.

elementos mas electronegativos de la tabla periodica
Dato importante: De los gases nobles, solo el Kriptón, Xenón y Radón poseen electronegatividad.

Recordando el concepto de electronegatividad decimos que es la capacidad que tiene un átomo de una molécula, para atraer electrones hacia sí. O sea, es la tendencia relativa que tienen los átomos para atraer los electrones que participan en un enlace.
Linus Pauling la calculó según la energía de los enlaces entre los átomos de distintos elementos y los organizó de modo tal que el menos electronegativo se ubicaría en un sitio específico y el valor con más electronegatividad en otro.

Los elementos en la tabla periódica, se ubican de la forma ya explicada porque cada elemento posee otras características conocidas como «propiedades periódicas» que son: Energía de Ionización, Afinidad electrónica y la tan estudiada Electronegatividad.

Sabemos ya que la electronegatividad es una propiedad periódica, lo que significa que este aumenta o reduce a los intervalos regulares en la tabla periódica según el aumento o la disminución de la cifra atómica de los elementos. Y que de izquierda a derecha y abajo hacia arriba aumenta, y cada elemento mientras más electronegativo sea, irá de izquierda a derecha y de abajo hacia arriba, según sea su grupo y periodo.

Cabe destacar que esta dirección es exactamente lo contrario a la dirección de crecimiento del radio atómico, otra propiedad periódica y que estas dos propiedades suelen estár muy estrechamente relacionadas entre sí porque, a medida que el número atómico aumenta para los elementos que pertenecen a la misma familia. El número de capas electrónicas, en consecuencia del tamaño, el radio atómico, también se incrementa en este sentido.

Esto también está relacionado con el radio atómico, ya que en el mismo período todos los elementos obtienen la misma cantidad de capas electrónicas. Sin embargo, a medida que el número atómico aumenta (de izquierda a derecha), la cantidad de protones en el núcleo atómico también aumenta. Con esto, la atracción protón-electrón se hace más fuerte y el radio atómico disminuye, pero la electronegatividad se incrementa.

Enlace químico metálico

Por Electro

Un enlace químico metálico es el que se encarga de mantener unidos los átomos de los metales entre sí. Los metales no tienen suficientes electrones de valencia para formar enlaces por pares de electrones.

Los metales cuentan con ciertas propiedades: alta conductividad térmica y eléctrica, brillo, maleabilidad y ductilidad, todo como consecuencia del enlace metálico que se da entre sus átomos.

Enlace quimico metalico

Modelos de enlace químico metálico: Mar de electrones

En este modelo de enlace químico metálico se explica como, el sólido metálico se representa como un conjunto de cationes metálicos en un “mar de electrones de valencia” es decir, se observa como una red de iones positivos formando el mar de electrones.

Los cationes que se van a formar por el núcleo del átomo y los electrones que no van a participar en el enlace, se encuentran en posiciones fijas, es decir no se moverán, pero los electrones de valencia si se mueven entre ellos de forma desordenada, o sea por todo el cristal metálico, sin pertenecer a ningún átomo en particular estos átomos se distribuyen de manera uniforme en toda la estructura, abarcando la definición de la electronegatividad se puede explicar este proceso.

El conjunto de todos los electrones desorganizados, se conforman como una nube de electrones y también se le conoce como “gas de electrones”, explicando así la conductividad eléctrica.

La presencia de todos estos electrones de valencia que no están perteneciendo a ningún átomo en específico sino a todos los cationes que se formaron en el cristal, van a anular prácticamente todas las fuerzas repulsivas que se crearon a través de los cationes lo que hace que se incremente la estabilidad del sistema.

En el enlace químico metálico es posible que se pueda considerar como una acción que estabilizará a todos los electrones de valencia que se encuentran desordenados entre todos los cationes.

El enlace químico metálico  en su estructura de lewis representa una gran diferencia en el concepto general, en comparación con el enlace iónico  con el enlace covalente.

Para entrar en contexto de definiciones de estos últimos párrafos, es necesario tener conocimiento de que se necesitan al menos dos átomos para que la formación del enlace ocurra, pero en cambio para que se forme el enlace químico metálico hace falta nada más que un cristal metálico, que se constituye por un conjunto que está ordenado por átomos sólo de elementos metálicos ordenados en el espacio.

Modelos de enlace químico metálico: Teoría de bandas de los sólidos

En el enlace químico metálico hay dos modelos atómicos, ya explicamos el mar de electrones anteriormente, ahora presentamos la teoría de bandas de los sólidos.

La Teoría de Bandas de los sólidos suele ser mucho más general que la teoría del mar de electrones ya mencionada, porque esta nos permite poder explicar muchas de las propiedades físicas y mecánicas de algunos o casi todos los metales, y también de los que cumplen la función de aisladores y semiconductores.

Podemos explicar de forma simplificada esta teoría; un átomo que se encuentra aislado va a tener los electrones sometidos bajo la influencia de un campo eléctrico que va a estar en el núcleo atómico, que va a ser uniforme y esférico.
Cada uno de los electrones tiene su valor de energía individualizado según sea su nivel o subnivel en el que se encuentre en el átomo que esté aislado por ejemplo: 1s, 2s2p, 3s…pudiéndose combinar o no algunos orbitales atómicos.

No obstante, ocurre que en los sólidos cristalinos como en el caso de los metales, la situación no es igual, es completamente distinta porque en el cristal se presentan muchos átomos que se van a encontrar organizados, formando lo que conocemos como moles y con ellos, gran cantidad de núcleos atómicos.

Los electrones se encuentran en constante movimiento en el campo eléctrico en el cual se encuentran, estando en una gran cantidad de núcleos, motivo por la cual, el campo eléctrico en el que se mueven, no va a ser nunca uniforme. Entonces bien, el potencial eléctrico en el que se encuentran los electrones está variando constantemente, de forma periódica y regular, según donde se encuentren, o sea su posición (del electrón) dentro en la red cristalina.

Resumiendo entonces…

Un enlace químico metálico es el que se encarga de mantener unidos los átomos de los metales entre sí. Los metales no tienen suficientes electrones de valencia para formar enlaces por pares de electrones.

En el enlace químico metálico hay dos modelos atómicos: Mar de electrones y la Teoría de bandas de sólidos.

La diferencia entre el enlace químico metálico y los enlaces covalentes e iónicos es que no se necesitan dos átomos para formar un enlace, solo hace falta un cristal metálico para que este enlace se forme.

En bandas solidas los electrones se encuentran en constante movimiento en el campo eléctrico en el cual se encuentran, estando en una gran cantidad de núcleos, motivo por la cual, el campo eléctrico en el que se mueven, no va a ser nunca uniforme.

Ejemplo de enlace iónico

Por Electro

Hay muchas formas de representar el ejemplo de enlace iónico y como ya sabemos que este tipo de enlace se produce cuando un átomo al que le falten pocos electrones en su capa de valencia para adquirir la configuración de gas noble (muy electronegativo: tendencia a captar electrones) el Cl por ejemplo, con otro con electronegatividad baja (tendencia a ceder electrones), por ejemplo el Na.
enlace ionico

Los metales tienden a perder electrones, porque son electropositivos y los no metales tienden a ganarlos por ser electronegativos, entonces conociendo lo qué es la electronegatividad podemos identificar de forma tal que cuando un metal se encuentra con un no metal se producirá una transferencia de electrones, o sea el metal cede electrones al no metal, el más electropositivo cede electrones al más electronegativo.

Modelo del enlace iónico

Los iones se representan como unas esferas con carga, incompresibles, indeformables que interaccionan por fuerzas de coulomb electrostáticas en el cristal.

Sabemos que las cargas iguales se repelen y las cargas opuestas se atraen. El enlace puramente iónico puede estudiarse mediante un modelo electrostático simple.

Este tipo de enlace tienen una clasificación: los que forman aniones (carga negativa) y los que forman cationes (carga positiva)

Ejemplos de enlace iónico

Ahora vamos a ver el proceso con mayor detalle: (para el ejemplo del cloruro de sodio NaCl)

1. Si un átomo de sodio y uno de cloro se aproximan. Ambos son neutros (sin carga)
2. Pues el átomo de sodio cede un electrón y se convierte en un ión con carga positiva (catión). El de cloro coge el electrón y se convierte en un ión con carga negativa (anión).
3. Entonces, los iones, al tener distinta carga, se atraen y quedan unidos.

Debido a que la atracción tiene lugar en todas las direcciones del espacio cada ión positiva se rodea del máximo número de iones de signo contrario (izquierda). A su vez los iones positivos atraen iones negativos que, a su vez, volverán a rodearse de otros iones positivos… Al final obtendremos una estructura muy ordenada. Es lo que se llama red iónica o cristal iónico.

Carga Iónica

La carga que toma un elemento en un compuesto iónico va a aumentar hasta que ese aumento forme la atracción de los iones, la energía que se crea es tan fuerte que toma electrones.
Casi siempre los elementos de los grupos principales van aumentando su carga iónica hasta llegar a una configuración de gas noble, este proceso cuesta mucha energía y no es compensada por el aumento en la atracción iónica. Esta norma no es para todos los casos, sobre todo en los metales de transición que llegan a perder un número variable de electrones.

Transferencia de iones por el enlace iónico

Los metales le transfieren iones a los no metales y según esta característica de transferencia de electrones y siempre es de metal a no metal.

Tener en cuenta que si el metal pierde electrones se debe pensar que si son neutros deben tener el mismo nivel de protones y electrones pero al perder electrones, se quedará con carga positiva y por ende tendrá más protones, será M+.
En el caso del no metal si gana electrones tendrá más cargas negativas y por lo tanto será un catión.
Entonces el metal y el no metal al ser de polos opuestos, lo que hacen es atraerse y formar una molécula creando un ejemplo de enlace iónico.

Ejemplo:
M= Metal ; NM= No Metal

M —-Transferencia de electrones—- NM y forman (M+NM-)= Molécula creada por un enlace iónico.

  1. Na + Cl
    El Na como está de primera en la tabla periódica, tiene en el último nivel un electrón y el cloro como está en la penúltima columna tendrá siete electrones, debes recordar que si un elemento se encuentra en la primera columna o grupo, tiene un electrón, si está en la segunda tendrá dos y así sucesivamente.
  2. Entonces el sodio y el cloro se debe representar de la siguiente manera:Ejemplo de enlace ionico
  3. Entonces hemos dicho que como hay una transferencia, el metal le cede el electrón al no metal, de forma que el Na pierde un electrón y el Cl ganará un electrón, teniendo ahora ocho. Ahora ambos elementos son estables y como han perdido electrones se han quedado con cargas, el Na se hace electropositivo y el Cl electronegativo y como son de cargas opuestas, se atraen. creando la molécula de cloruro de sodio NaCl.

En resumen…

  • Los metales tienden a perder electrones, porque son electropositivos y los no metales tienden a ganarlos por ser electronegativos, de forma tal que cuando un metal se encuentra con un no metal se producirá una transferencia de electrones, o sea el metal cede electrones al no metal, el más electropositivo cede electrones al más electronegativo.
  • El metal y el no metal al ser de polos opuestos, lo que hacen es atraerse y formar una molécula creando un ejemplo de enlace iónico.
  • Sabemos que las cargas iguales se repelen y las cargas opuestas se atraen. El enlace puramente iónico puede estudiarse mediante un modelo electrostático simple.
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