Electronegatividad

La electronegatividad es la fuerza, el poder de un átomo en una molécula de atraer a los electrones hacia sí mismo.^[1]​ También debemos considerar la distribución de densidad electrónica alrededor de un átomo determinado frente a otros distintos, tanto en una especie molecular como en sistemas o especies no moleculares.

La electronegatividad de un átomo determinado, está afectada fundamentalmente por dos magnitudes: su número atómico y la distancia promedio de los electrones de valencia con respecto al núcleo atómico. Esta propiedad se ha podido correlacionar con otras propiedades atómicas y moleculares. Fue Linus Pauling el investigador que propuso esta magnitud por primera vez en el año 1932, como un desarrollo más de su teoría del enlace de valencia.^[2]​ La electronegatividad no se puede medir experimentalmente de manera directa como, por ejemplo, la energía de ionización o la energía de disociación de enlaces, pero se puede determinar de manera indirecta efectuando cálculos a partir de otras propiedades atómicas o moleculares.

Se han propuesto distintos métodos para su determinación y, aunque hay pequeñas diferencias entre los resultados obtenidos, todos los métodos muestran la misma tendencia periódica entre los elementos.

El procedimiento de cálculo más común es el inicialmente propuesto por Pauling. El resultado obtenido mediante este procedimiento es un número adimensional que se incluye dentro de la escala de Pauling. Esta escala varía entre 0,65 para el elemento menos electronegativo (francio) y 4,0 para el mayor (flúor), partiendo del valor de referencia de 2.2 para el hidrógeno.

Es interesante señalar que la electronegatividad no es estrictamente una propiedad atómica, pues se refiere a un átomo dentro de una molécula^[3]​ y, por tanto, puede variar ligeramente cuando varía el «entorno»^[4]​ de un mismo átomo en distintos enlaces de distintas moléculas. La propiedad equivalente de la electronegatividad para un átomo aislado sería la afinidad electrónica o electroafinidad.

Dos átomos con electronegatividades muy diferentes forman un enlace iónico. Pares de átomos con diferencias pequeñas de electronegatividad forman enlaces covalentes polares con la carga negativa en el átomo de mayor electronegatividad.

1. ↑ L. Pauling, Nature of Chemical Bond (Ithaca University Press, 1960) p. 93-98
2. ↑ Pauling, L. (1932). «The Nature of the Chemical Bond. IV. The Energy of Single Bonds and the Relative Electronegativity of Atoms». Journal of the American Chemical Society 54 (9): 3570-3582. doi:10.1021/ja01348a011. 
3. ↑ Pauling, Linus (1960). Nature of they Chemical Bond. Cornell University Press. pp. 88-107. ISBN 0801403332. 
4. ↑ Greenwood, N. N.; Earnshaw, A. (1984). Chemistry of the Elements. Pergamon. p. 30. ISBN 0-08-022057-6.