Calculadora de Caràcter Iònic - Fórmula de Pauling | Polaritat de l'Enllaç

Què és el caràcter iònic?

El caràcter iònic és una mesura de fins a quin punt dos àtoms comparteixen els electrons de manera desigual en un enllaç químic. S’expressa com un percentatge, des de 0 % (els electrons es comparteixen per igual, en un enllaç purament covalent) fins a just per sota de 100 % (un àtom ha pres gairebé completament un electró de l’altre, prop d’un enllaç purament iònic). La majoria dels enllaços reals se situen entre aquests dos extrems. La calculadora del caràcter iònic estima aquest percentatge a partir de l’electronegativitat dels dos àtoms enllaçats, mitjançant una fórmula publicada pel químic Linus Pauling.

L’electronegativitat és un nombre que classifica amb quina força un àtom atrau cap a si els electrons compartits. A l’escala de Pauling, la més habitual, els valors van d’aproximadament 0,7 (cesi i franci, que atrauen poc) fins a 4,0 (fluor, el que atrau més fort). Quan dos àtoms units tenen valors d’electronegativitat molt diferents, un àtom atrau els electrons compartits molt més fort que l’altre i l’enllaç té un caràcter iònic elevat.

Com es calcula el caràcter iònic (fórmula de Pauling)

La calculadora utilitza aquesta fórmula:

$\text{Caràcter iònic (\%)} = \left(1 - e^{-0.25(\Delta\chi)^2}\right) \times 100$

Aquí, Δχ (delta khi) és la diferència absoluta entre els valors d’electronegativitat dels dos àtoms, i e és el nombre d’Euler, aproximadament 2,71828.

Per utilitzar la fórmula:

1. Consulta l’electronegativitat de Pauling de cada àtom. La majoria de taules periòdiques i llibres de text de química indiquen aquests valors.
2. Resta el valor més petit del més gran per obtenir Δχ. L’ordre dels àtoms no importa, ja que només s’utilitza la diferència.
3. Eleva Δχ al quadrat, multiplica’l per −0,25 i eleva e a aquesta potència.
4. Resta el resultat d’1 i multiplica’l per 100 per obtenir el percentatge.

La relació no és lineal. Un Δχ de 0,5 dona aproximadament un caràcter iònic del 6 %, però un Δχ d’1,0 dona aproximadament un 22 %, no pas 12 %. Els petits increments en la diferència d’electronegativitat produeixen augments cada vegada més grans del caràcter iònic, fins que la corba s’aplana i s’aproxima, però mai no arriba, a 100 %.

Exemple resolt: l’enllaç carboni-oxigen

L’enllaç C–O, present en els alcohols i en moltes altres molècules orgàniques, n’és un cas típic.

• Electronegativitat del carboni: 2,5
• Electronegativitat de l’oxigen: 3,5
• Diferència: Δχ = |3,5 − 2,5| = 1,0
• Caràcter iònic: (1 − e^(−0,25 × 1,0²)) × 100 ≈ 22,1 %
• Classificació: covalent polar

Exemple resolt: l’enllaç sodi-clor

• Electronegativitat del sodi: 0,9
• Electronegativitat del clor: 3,0
• Diferència: Δχ = |3,0 − 0,9| = 2,1
• Caràcter iònic: (1 − e^(−0,25 × 2,1²)) × 100 ≈ 66,8 %
• Classificació: iònic

Fins i tot l’enllaç Na–Cl de la sal de taula, un exemple de manual d’un enllaç iònic, resulta tenir aproximadament un caràcter iònic del 67 %, en lloc de 100 %. La fórmula de Pauling considera que tots els enllaços són en part covalents i en part iònics, i cap enllaç ordinari no arriba al 100 %.

Classificació dels enllaços

La calculadora classifica el resultat en tres categories:

Aquests llindars són una convenció, no una frontera física definida. Un enllaç amb un caràcter iònic del 49 % es comporta només lleugerament diferent d’un amb un caràcter del 51 %.

Més exemples

Per què és important el caràcter iònic

Els enllaços amb un caràcter iònic més elevat solen pertànyer a compostos que es dissolen en aigua, formen sòlids cristal·lins durs i condueixen l’electricitat quan es fonen o es dissolen. Els enllaços amb un caràcter iònic baix solen pertànyer, en canvi, a compostos que es barregen amb olis i altres substàncies no polars. Aquest és el fonament de la regla «semblant dissol semblant»: l’aigua, formada per enllaços O–H polars, dissol molt millor altres substàncies polars o iòniques que no pas substàncies no polars com l’oli vegetal.

Història de la fórmula

Linus Pauling va presentar la seva escala d’electronegativitat l’any 1932, en un article titulat «The Nature of the Chemical Bond. IV», publicat al Journal of the American Chemical Society. Va construir la primera escala numèrica d’electronegativitat comparant energies d’enllaç mesurades, i després la va utilitzar per estimar quina part del caràcter d’un enllaç provenia de la transferència d’electrons en lloc de la compartició d’electrons. La fórmula que utilitza aquesta calculadora deriva d’aquest treball. La seva recerca sobre l’enllaç químic li va valer el Premi Nobel de Química de 1954.

Des d’aleshores, altres científics han proposat escales d’electronegativitat diferents, com ara la de Robert Mulliken, basada en l’energia d’ionització i l’afinitat electrònica. L’escala de Pauling continua sent la més ensenyada i utilitzada avui dia.

Limitacions de la fórmula de Pauling

La fórmula de Pauling és una aproximació. Funciona bé per a enllaços senzills i habituals, però té limitacions conegudes.

• Només utilitza l’electronegativitat, de manera que ignora efectes com la ressonància (els electrons es distribueixen entre diversos àtoms, com en el benzè) i l’estructura molecular que l’envolta.
• Diferents llibres de text indiquen valors d’electronegativitat lleugerament diferents per a un mateix element, cosa que modifica el resultat.
• Un resultat superior a 50 % no sempre coincideix amb la manera com els químics classifiquen una substància real. Aplicar la fórmula a l’hidrogen i el fluor (2,1 i 4,0) dona Δχ = 1,9 i un caràcter iònic d’aproximadament 59 %, per sobre del llindar iònic. Tanmateix, el fluorur d’hidrogen es descriu normalment com una molècula covalent polar, no com un compost iònic, perquè existeix en forma de molècules separades i no com una xarxa d’ions com el clorur de sodi. El percentatge és una estimació útil, no una regla estricta.

Per obtenir valors més precisos, els químics utilitzen mètodes computacionals com la teoria del funcional de la densitat, o tècniques experimentals com la cristal·lografia de raigs X i l’espectroscòpia infraroja, que mesuren directament la distribució dels electrons.

Preguntes freqüents

Què és el caràcter iònic?

El caràcter iònic és el percentatge estimat del caràcter d’un enllaç químic que prové del fet que un àtom atrau un electró de l’altre, en lloc que els dos àtoms el comparteixin per igual. Va des de prop de 0 % per a àtoms idèntics fins a just per sota de 100 % per a àtoms amb electronegativitats molt diferents.

Quina és la fórmula de Pauling per al caràcter iònic?

Caràcter iònic (%) = (1 − e^(−0,25 × Δχ²)) × 100, on Δχ és la diferència absoluta entre els valors d’electronegativitat de Pauling dels dos àtoms enllaçats.

Per què cap enllaç és iònic al 100 %?

La fórmula s’aproxima a 100 % a mesura que creix Δχ, però mai no hi arriba, perquè considera la transferència d’electrons com una probabilitat i no com un procés de tot o res. Fins i tot els enllaços molt iònics, com l’enllaç Cs–F del fluorur de cesi (amb una diferència d’electronegativitat d’aproximadament 3,2), donen aproximadament 92 % i no 100 %, ja que encara es produeix una certa compartició d’electrons.

Fins a quin punt és precisa la fórmula de Pauling?

Per als enllaços habituals, coincideix en termes generals amb els resultats de mètodes més avançats, com la química computacional i la cristal·lografia de raigs X. No té en compte la ressonància ni els efectes de l’estructura completa d’una molècula, de manera que funciona millor com a estimació general que no pas com a mesura exacta.

El caràcter iònic és el mateix que la polaritat de l’enllaç?

Estan relacionats, però no són idèntics. La polaritat de l’enllaç descriu la separació de càrrega en un enllaç, sovint mesurada mitjançant un moment dipolar. El caràcter iònic és una estimació percentual, derivada només de l’electronegativitat, de la proporció entre transferència i compartició d’electrons. Un enllaç amb un caràcter iònic més elevat sol tenir un moment dipolar més gran.

D’on provenen els valors d’electronegativitat?

Provenen de l’escala d’electronegativitat de Pauling, que es troba a la majoria de llibres de text de química general i taules periòdiques. Els valors d’aquesta escala van generalment d’aproximadament 0,7 per al cesi i el franci fins a 4,0 per al fluor.

Referències

1. LibreTexts Chemistry. 8.4: Bond Polarity and Electronegativity (Brown et al., Chemistry: The Central Science). Polaritat de l’enllaç i electronegativitat — l’escala de Pauling es basa en les forces d’enllaç i fixa el fluor en 4,0.
2. Oregon State University Special Collections. Linus Pauling and The Nature of the Chemical Bond: The Fourth Paper. El quart article — l’article de 1932 va construir l’escala d’electronegativitat a partir d’energies d’enllaç i va estimar el caràcter iònic.
3. Oregon State University Special Collections. "The nature of the chemical bond. IV." manuscript record. registre del manuscrit de 1932 — publicat a J. Am. Chem. Soc. 54 (setembre del 1932): 3570-3582.
4. The Nobel Prize. The Nobel Prize in Chemistry 1954. Premi Nobel de Química de 1954 — concedit a Linus Pauling per la seva recerca sobre la naturalesa de l’enllaç químic.
5. LibreTexts Chemistry. Electronegativity (mòduls complementaris de química física i teòrica). Electronegativitat — el cesi i el franci són els elements menys electronegatius, amb 0,7.