ELECTRONEGATIVIDAD

La electronegatividad de un elemento mide su tendencia a atraer hacia sí electrones, cuando está

químicamente combinado con otro átomo. Cuanto mayor sea, mayor será su capacidad para

atraerlos.

Pauling la definió como la capacidad de un átomo en una molécula para atraer electrones hacia

así. Sus valores, basados en datos termoquímicos, han sido determinados en una escala arbitraria,

denominada escala de Pauling, cuyo valor máximo es 4 que es el valor asignado al flúor, el

elemento más electronegativo. El elemento menos electronegativo, el cesio, tiene una

electronegatividad de 0,7.

Un átomo con una afinidad electrónica muy negativa y un potencial de ionización elevado, atraerá

electrones de otros átomos y además se resistirá a dejar ir sus electrones ante atracciones

externas; será muy electronegativo.

Variación periódica

Las electronegatividades de los elementos representativos aumentan de izquierda a derecha a lo

largo de los periodos y de abajo a arriba dentro de cada grupo.

Las variaciones de electronegatividades de los elementos de transición no son tan regulares. En

general, las energías de ionización y las electronegatividades son inferiores para los elementos de

la zona inferior izquierda de la tabla periódica que para los de la zona superior derecha.

El concepto de la electronegatividad es muy útil para conocer el tipo de enlace que originarán dos

átomos en su unión:

El enlace entre átomos de la misma clase y de la misma electronegatividad es apolar.

Cuanto mayor sean las diferencias de electronegatividad entre dos átomos tanto mayor será la

densidad electrónica del orbital molecular en las proximidades del átomo más electronegativo. Se

origina un enlace polar.

Cuando la diferencia de electronegatividades es suficientemente alta, se produce una

transferencia completa de electrones, dando lugar a la formación de especies iónicas.

Ejemplo:

Compuesto F2 HF LiF

Diferencia de electronegatividad

4.0 - 4.0 = 0 4.0 - 2.1 = 1.9 4.0 - 1.0 = 3.0

Tipo de enlaceCovalente no polar

Covalente polar Iónico

RESUMEN

La electronegatividad es una medida de la fuerza con la que un átomo atrae un par de

electrones de un enlace. Cuanto mayor sea la diferencia de electronegatividad entre

átomos implicados en un enlace más polar será éste.

Los compuestos formados por elementos con electronegatividades muy diferentes

tienden a formar enlaces con un marcado carácter iónico (1)

ENLACES

Tipos de enlaces:

ENLACES IONICOS

Los enlaces iónicos se producen cuando se encuentran átomos de elementos

metálicos, con no metálicos.

Este tipo de enlace se debe a la atracción electrostática que se produce cuando los

átomos de un metal ceden electrones a los átomos de un no metal, creándose iones

de diferente carga.

La atracción de los iones de diferente carga eléctrica es muy grande y hace que estos

átomos queden fuertemente unidos.

Las sustancias creadas a partir de este tipo de enlace reciben el nombre de

compuestos iónicos y a las fuerzas eléctricas que realizan esta unión se les

denomina enlaces iónicos.

10 ejemplos enlaces iónicos:

1. Cloruro de Sodio (NaCl)

2. Cloruro de Potasio (KCl)

3. Ioduro de Potasio (KI)

4. Oxido de Hierro (FeO)

5. Cloruro de Plata (AgCl)

6. Oxido de Calcio (CaO)

7. Bromuro de Potasio (KBr)

8. Oxido de Zinc (ZnO)

9. Oxido de Berilio (BeO)

10. Cloruro de Cobre (CuCl2)

Metálicos

Covalentes

Un enlace covalente se genera cuando dos átomos comparten electrones en su nivel

más superficial. Este tipo de enlace se da entre elementos no metálicos, ya que éstos

tienen muchos electrones en este nivel y tienen más tendencia a ganarlos que a

cederlos, buscando una estabilidad electrónica de un gas noble que tiene su capa

externa con todos los electrones posibles.

El enlace covalente es formado por electrones que son comunes a los átomos, de

esta forma su capa electrónica más superficial adquiere la estructura de un gas noble,

siendo la fuerza de éste mayor que la fuerza eléctrica de repulsión que se da entre

ambos átomos con carga negativa. Por lo general las moléculas están formadas a

través de este tipo de enlaces.

10 ejemplos de enlaces covalentes:

1. Molécula de cloro (Cl2)

2. Molécula de Agua (H2O)

3. Metano (CH4)

4. Molécula de Oxígeno (O2)

5. Molécula de Hidrógeno (H2)

6. Molécula de Flúor (F2)

7. Amoniaco (NH3)

8. Trióxido de Azufre (SO3)

9. Bióxido de Carbono (CO2)

10. Cloruro de Fósforo (PCl5)

. NO POLARES

Las moléculas no polares son aquellas en las que coincide el centro de distribución de las cargas

positivas y negativas. Las moléculas de oxígeno, nitrógeno, compuestas por dos átomos iguales

pertenecen a esta categoría. Las moléculas polares bajo la acción de un campo eléctrico

experimentan un par de fuerzas que tienden a orientarlas en el sentido del campo. Las moléculas

no polares, se hacen polares en presencia de un campo eléctrico, ya que las fuerzas sobre cada

tipo de carga son iguales y de sentido contrario. En el interior de una molécula las uniones entre

los átomos que la constituyen son de tipo covalente y, por lo tanto, difícil de separar unos de

otros. Sin embargo, entre dos o más moléculas también pueden producirse interacciones.

. POLARES

Son aquellas que sus cargas positivas y negativas no coinciden en el centro de la molécula, es decir

el par de electrones no se encuentran distribuido equitativamente entre los átomos.

Las moléculas están formadas por átomos que tienen diferente electronegatividad y que se hallan

dispuestos de manera que en la molécula existen zonas con mayor densidad de electrones que

otras (polo negativo y polo positivo respectivamente). Su geometría molecular presenta

Asimetria.

QUE ES LA POLARIDAD.

La polaridad química o sólo polaridad: es una propiedad de las químicas y físicas como la punto de

fusión, punto de ebullición, fuerza intermolecular, etc.

Al formarse una molécula de forma covalente el par de electrones tiende a desplazarse hacia el

átomo que tiene mayor carga nuclear (más número de protones). Esto origina una densidad de

carga desigual entre los núcleos que forman el enlace (se forma un dipolo eléctrico). El enlace es

más polar cuanto mayor sea la diferencia entre electronegatividades de los átomos que se

enlazan; así pues dos átomos iguales atraerán al par de electrones covalente con la misma fuerza

(establecida por la Ley de Coulomb) y los electrones permanecerán en el centro haciendo que el

enlace sea apolar.

Pero un enlace polar no requiere siempre una molécula polar, para averiguar si una molécula es

polar hay que atender a la cantidad de enlaces polares y la estructura de la molécula. Para ello es

necesario determinar un parámetro físico llamado momento dipolar eléctrico del producto de la

carga q por la distancia que las separa d, cuya dirección es la recta que las une, y cuyo sentido va

de la carga negativa a la positiva. Esta magnitud es, por tanto, un vector; y la polaridad será la

suma vectorial de los momentos dipolares de los enlaces.

De esta manera una molécula que sólo contiene enlaces apolares es siempre apolar, ya que los

momentos dipolares de sus enlaces son nulos. En moléculas diatómicas son apolares las moléculas

formadas por un solo elemento o elementos con diferencia de electronegatividad muy reducida.

Serán también apolares las moléculas simétricas por el mismo motivo. El agua, por ejemplo, es

una molécula fuertemente polar ya que los momentos dipolares de los enlaces dispuestos en V se

suman ofreciendo una densidad de carga negativa en el oxígeno y dejando los hidrógenos casi sin

electrones.

La polaridad es una característica muy importante ya que puede ayudarnos a reconocer moléculas (por ejemplo a diferenciar el trans-dicloroetano que es apolar y el cis-dicloroetano que es fuertemente polar). También es importante en disoluciones ya que un disolvente polar solo

disuelve otras sustancias polares y un disolvente apolar solo disuelve sustancias apolares ("Semejante disuelve a semejante"). Por último la polaridad influye en el estado de agregación de las sustancias así como en termodinámica, ya que las moléculas polares ofrecen fuerzas intermoleculares (llamadas fuerzas de atracción dipolo-dipolo) además de las fuerzas de dispersión o fuerza de London.

MOMENTO DIPOLO

Momento dipolar: Se define como momento dipolar químico (μ) a la medida de la intensidad de la fuerza de atracción entre dos átomos, es la expresión de la asimetría de la carga eléctrica. Está definido como el producto entre la distancia d que separa a las cargas (longitud del enlace) y el valor de las cargas iguales y opuestas en un enlace químico:

µ =q . d

Usualmente se encuentra expresado en Debies (1 D = 1 A . 1 ues). El valor de q puede interpretarse como el grado de compartición de la carga, es decir, según las diferencias de electronegatividad, que porcentaje (100q) de la carga compartida por el enlace covalente está desplazada hacia la carga en cuestión. Dicho de otro modo, q representa que parte de 1 electrón está siendo "sentida" de más o de menos por las cargas en cuestión.

Fuerzas de Van Der Waals

Web grafía

Leer más: http://www.monografias.com/trabajos61/covalentes-polares-no-polares/covalentes-

polares-no-polares2.shtml#ixzz3Jwjtr07r

http://www.eis.uva.es/~qgintro/sisper/tutorial-05.html (1)

TAREAS

1.

Los átomos que participan en un enlace covalente presentan valores para la electronegatividad:

Similares y elevados

Similares y bajos

Muy diferentes

La formación de un enlace covalente no depende de la electronegatividad de los átomos que

participan

2.

¿Qué enlace de los indicados a continuación es el más polar?

C-O

C-C

C-Na

C-Cl

3.

¿Cuál de estos compuestos presenta el enlace con mayor carácter iónico?

P2O5

PCl3

CO2

NO2

4.

¿Qué tipo de enlace tiene lugar entre átomos de diferente electronegatividad?

No se puede predecir.

Covalente.

Metálico.

Iónico.

5.

¿Qué es la electronegatividad?

Es la tendencia relativa que presenta un elemento a atraer hacia si electrones

Es la tendencia relativa de un átomo en estado gaseoso a repeler los electrones.

Es la carga negativa que presenta un anión.

Es la diferencia entre el potencial de ionización y la afinidad electrónica de un elemento.

6.

¿Cuál es la tendencia general de la electronegatividad a lo largo de un período?

Aumentar.

Disminuir.

No existe una tendencia general.

Permanece constante

7.

Indique cuál es elemento más electronegativo de la serie: Be, Ba, Ca y Mg

Be

Ba

Ca

Mg

8.

Ordene los átomos siguientes de menor a mayor electronegatividad: Li, Ca, C y Se

Li < Ca < C < Se

Se < Ca < C < Li

Ca < Li < Se < C

Se < C < Ca < Li

9.

Ordena de mayor a menor según sus electronegatividades a los siguientes átomos: N, P, Al y Na

N > Al > Na > P

P > N > Al > Na

N > P > Al > Na

N > P > Na > Al

10.

Ordene el siguiente grupo de elementos según sus electronegatividades: Li, F, O y Be

Li < F < O < Be

Li < Be< O < F

F < O < Be < Li

Be < Li < O < F