Chapter 9: Chemical Bonding: Basic Concepts

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9.7:

Eletronegatividade

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Electronegativity

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Os não metálicos formam ligações covalentes através da partilha de elétrons. Mas estes elétrons são partilhados igualmente entre os dois átomos, ou será que um átomo atrai os elétrons mais do que o outro, o modelo Lewis retrata todas as ligações covalentes como elétrons igualmente partilhados;contudo, isto nem sempre é o caso. Por exemplo, se nitrogênio gasoso é colocado num campo elétrico, ele se orientará igualmente entre os polos.Mas quando o cloreto de hidrogênio gasoso, uma molécula neutra, é colocado num campo elétrico, o hidrogênio orienta-se para o cátodo e o cloro para o ânodo, indicando que o hidrogênio tem uma carga positiva parcial e o cloro tem uma carga parcialmente negativa. A capacidade de um átomo de atrair elétrons para si próprio é chamado eletronegatividade. Diz-se assim que o cloro é mais eletronegativo do que o hidrogênio, atraindo os elétrons partilhados para si próprio, ao mesmo tempo que resiste à remoção dos seus próprios elétrons.Isto, contudo, não torna a ligação iónica. Numa ligação iónica, os elétrons são transferidos a partir de metais a não metálicos, enquanto no HCl, os elétrons são desigualmente partilhados. A densidade de elétrons é maior no cloro do que no átomo de hidrogênio, formando uma ligação polar covalente.Quanto maior for a diferença na eletronegatividade entre dois átomos, quanto mais polar for a ligação. Assim, para além das ligações não polares covalentes ou iónicas, as ligações polares covalentes são encontradas através de uma grande variedade de compostos. O químico americano Linus Pauling estudava a energia necessária para quebrar ligações em moléculas como o cloro diatómico ou o hidrogênio.Estabeleceu uma escala de eletronegatividade com base em dados termoquímicos, o que ajuda a prever os tipos de ligações. A eletronegatividade está associada à energia de ionização e afinidade dos átomos com os elétrons. Na tabela periódica, valores de eletronegatividade aumento da esquerda para a direita os metais são menos eletronegativos em comparação com metais não metálicos, com exceção dos metais de transição.Além disso, a eletronegatividade valores diminuem ao longo da coluna e com o aumento tamanho atómico, porque os átomos são menos capazes de atrair elétrons para si próprios. Fluorina, o elemento mais eletronegativo, tem a arbitrariamente atribuída a eletronegatividade no valor de 3, 98. O cálcio, por outro lado, é o menos eletronegativo elemento com o valor de eletronegatividade de 0, 7.A eletronegatividade não tem unidade;não pode ser determinada a título experimental.

9.7:

Eletronegatividade

Se uma ligação é não-polar ou covalente polar é determinado por uma propriedade dos átomos em ligação chamada eletronegatividade.

Os valores da eletronegatividade dos elementos foram propostos por um dos mais famosos químicos do século XX: Linus Pauling. Pauling investigou as energias necessárias para quebrar ligações em moléculas heteronucleares como hidrogénio e fluoreto. Com base nos valores, ele propôs que a energia necessária para quebrar uma ligação fosse a média das energias de ligação de H₂ (436 kJ/mol) e F₂ (155 kJ/mol), ou seja, 296 kJ/mol. No entanto, a energia de ligação de HF obtida experimentalmente é de 565 kJ/mol, o que é muito maior que o valor previsto. Para explicar esta diferença, Pauling sugeriu que a ligação deve ter um carácter iónico, que é determinado pelo conceito de eletronegatividade.

A eletronegatividade é uma medida da tendência de um átomo de atrair eletrões (ou densidade de eletrões) para si mesmo.

A eletronegatividade determina como os eletrões compartilhados são distribuídos entre os dois átomos em uma ligação. Quanto mais fortemente um átomo atrai os eletrões nas suas ligações, maior é a sua eletronegatividade. Os eletrões em uma ligação covalente polar são deslocados para o átomo mais eletronegativo; assim, o átomo mais eletronegativo é aquele com carga negativa parcial. Quanto maior a diferença na eletronegatividade, mais polarizada a distribuição de eletrões e maior a carga parcial dos átomos.

Eletronegatividade e a Tabela Periódica

A eletronegatividade aumenta da esquerda para a direita em um período na tabela periódica e diminui para baixo em um grupo.
Os valores da eletronegatividade derivados por Pauling seguem tendências periódicas previsíveis, com maior eletronegatividade em direção ao canto superior direito da tabela periódica.
Assim, os não-metais, que se encontram no canto superior direito, tendem a ter as mais altas eletronegatividades, sendo flúor o elemento mais eletronegativo de todos (EN = 4,0).
Os metais tendem a ser elementos menos eletronegativos e os metais do grupo 1 têm as mais baixas eletronegatividades.
Os gases nobres são excluídos da lista de eletronegatividade porque estes átomos geralmente não compartilham eletrões com outros átomos, uma vez que têm uma camada de valência completa. (Embora existam compostos com gases nobres, como o XeO₂, eles só podem ser formados em condições extremas e, por conseguinte, não se encaixam perfeitamente no modelo geral de eletronegatividade.)

Eletronegatividade versus Afinidade Eletrónica

Tenha cuidado para não confundir a eletronegatividade e a afinidade eletrónica. A afinidade eletrónica de um elemento é uma quantidade física mensurável, ou seja, a energia libertada ou absorvida quando um átomo isolado em fase gasosa adquire um eletrão, medido em kJ/mol. A eletronegatividade, por outro lado, descreve como um átomo atrai eletrões em uma ligação. É uma quantidade sem dimensão que é calculada, não medida. Pauling derivou os primeiros valores de eletronegatividade comparando as quantidades de energia requeridas para quebrar tipos diferentes de ligações. Ele escolheu uma escala relativa arbitrária que varia de 0 a 4.

Este texto é adaptado de Openstax, Chemistry 2e, Section: 7.2 Covalent Bonding.

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Electronegativity Nonmetals Covalent Bonds Lewis Model Shared Electrons Electric Field Partial Positive Charge Partial Negative Charge Electronegative Ionic Bond Polar Covalent Bond Electron Density Linus Pauling