COLEGIO DE CIENCIAS Y HUMANIDADES

PLANTEL NAUCALPAN

UNIVERSIDAD NACIONALAUTÓNOMA DE MÉXICO

KARLA BARRÓN HERNÁNDEZ

INDICE Tabla Periódica

AntecedentesJ. DöbereinerJ. NewlandsMendeleiev y Meyer

Clasificación de los elementosPropiedades Periódicas

UnidadesEl tamaño de los átomos: Radio atómicoRadio covalente Radio Metálico

Periodicidad Química

Modelos AtómicosModelo Atômico De John DaltonModelo Atómico De J.J ThomsonErnest RuthenfordModelo Atômico De Borh

Estructura de LewisReglas Importantes

Enlaces QuímicosEnlace IônicoEnlace CovalenteEnlace Covalente PolarEnlace Covalente No PolarEnlace Metálico

Puentes de Hidrogeno

Uso de valores de electronegatividad para determinar tipo de enlace químico

J. Döbereiner (1817) • Similitudes entre conjuntos de tres

elementos (Triadas): – Ca, Sr, Ba; – Cl, Br, I;– S, Se, Te.

Antecedentes

J. Newlands (1863) • Ordenó los elementos

por su masa atómica, y observó que se repite un ciclo de propiedades comunes cada 8 elementos.

• Ley de las octavas (escala musical).

Mendeleiev y Meyer (1869) • Sugieren el mismo patrón organizando los

elementos conocidos en grupos de 8 elementos en orden de masa atómica creciente.

D. Mendeleiev L.Meyer

• 1869, Dimitri Mendeleev Lother Meyer • Cuando los elementos se organizan en orden

creciente de sus masas atómicas, algunos conjuntos de propiedades se repiten periódicamente

• A fin de asegurar que los patrones de propiedades se ajustaran a la estructura de la tabla fue necesario dejar espacios vacíos. Esos espacios corresponderían a elementos desconocidos.

Clasificación de los elementos. La ley periódica

• Radios atómicos • Energías de ionización o potenciales de

ionización • Afinidad electrónica

Unidades Picómetro: 1pm = 1·10-12m Ángstrom: 1Å =

1·10-10m El tamaño de los átomos: Radio atómico • Se supone que los átomos son esferas rígidas,

lo cual no es cierto • Concepto de radio atómico carece de sentido

estricto – La función de distribución radial disminuye

gradualmente al aumentar la distancia al núcleo.

Propiedades Periódicas

• No es posible determinar el radio atómico en átomos aislados. Se habla de radio covalente o de radio metálico

Radio covalente • Moléculas diatómicas: H2, Cl2

– Radio covalente es la mitad de la distancia internuclear.– Los datos de radios se refieren a enlaces sencillos (ni dobles ni triples) – Limitación:

• Se obtienen radios covalentes diferentes para diferentes órdenes de enlace ya que los átomos no son esferas indeformables

O2: d(O-O)=1,21Å H2O2: d(O-O)=1,47 Å

Radio metálico • • La mayor parte de los metales son sólidos cristalinos • formados por empaquetamiento, más o menos compacto, • de átomos.

– La mitad de la distancia internuclear entre dos átomos contiguos en el cristal es el radio metálico.

La periodicidad química

• Los químicos estuvieron muy ocupados en el siglo XIX principalmente en el esfuerzo para aislar y determinar las propiedades de todos los elemento químicos. Químicos de todo el mundo se dieron a la tarea, y tras trabajar con varios miles de compuestos diferentes descomponiéndolos y caracterizando los "bloques" con los que se habían construido ya para 1860 cerca de 70 elementos de los 113 conocidos hasta hoy habían sido aislados y estudiados. En los varios miles de compuestos y mezclas con propiedades físicas y químicas únicas solo pudieron encontrar 70 elementos. Pero esto representó una gran simplificación a la química al comprender (por lo menos en principio) que cualquier objeto en el universo estaba formado por un grupo relativamente pequeño de elementos.

• A medida que los elementos eran descubiertos y sus propiedades estudiadas resultaba necesario organizar los datos de una manera útil a fin de darle sentido como un todo. Uno de los mas grandes avances en conseguir esta meta fue hecho por el químico ruso Dmitri Mendeleev, él escribió los elementos y sus propiedades individualmente en un juego de tarjetas las que organizó en diferentes arreglos buscando pautas de comportamiento. El salto se obtuvo cuando las organizó en orden creciente de sus masas atómicas(partiendo de los valores de las masas atómicas conocidas para la época)

• Al arreglo se han agregado los elementos helio (He), neón (Ne) y argón (Ar) que eran completamente desconocidos por Mendeleiev y él había colocado otros elementos en esos lugares.Con los elementos arreglados de esa forma Mendeleiev se da cuenta de que las propiedades químicas se repiten siguiendo un patrón fijo, por ejemplo, si tomamos el sodio (Na) vemos que este es demasiado reactivo como para encontrarse libre en la naturaleza sin embrago los químicos se las ingeniaron para aislarlo puro de sus compuestos y determinaron que era blando, de color plateado, con baja densidad y bajo punto de fusión (para ser un metal). También demostraron que conducía la electricidad y que era altamente reactivo. Dejando caer un trozo de sodio al agua se produce una reacción violenta que produce hidrógeno inflamado y en adición el producto formado con el agua coloreaba de azul el tornasol. Luego, analizando la sustancia formada se concluyó que era NaOH, sustancia que se conocía coloreaba de azul el tornasol.

• Como la mayoría de los químicos de la época, Mendeleiev conocía todo esto del sodio y por tanto nada era sorpresa. Pero cuando examina el arreglo de sus tarjetas buscando elementos con cualidades como las del sodio nota algo interesante; el octavo elemento a la derecha del sodio y también el octavo a la izquierda tenían propiedades físicas y químicas parecidas a las del sodio. A 8 espacios a la derecha estaba el potasio (K) y a 8 a la izquierda el litio (Li).

• Ambos elementos reaccionan con el oxígeno para formar óxidos (Li2O y K2O) y estos tienen fórmulas muy similares a los óxidos del sodio (Na2O). Ambos reaccionan con el agua para formar hidróxidos (LiOH y KOH) como lo hace el sodio (NaOH). Todos son metales de color plateado y son muy reactivos para estar libres en la naturaleza. Los tres conducen la electricidad y reaccionan violentamente con el agua liberando hidrógeno inflamado y las soluciones resultantes de las reacciones colorean de azul el tornasol.Podía parecer a primera vista una coincidencia, ¡pero no lo era! Mendeleiev observó este mismo patrón en otros elementos de su arreglo por lo que el caso no era único (vea la figura 2). El magnesio (Mg) reacciona con el oxígeno para formar el óxido en proporción atómica 1:1 (MgO) y 8 elementos a la derecha y a la izquierda hay dos que tienen el mismo comportamiento con el oxígeno, el calcio (Ca) y el Berilio (Be) cuyos óxidos son CaO y BeO respectivamente.

• Ahora que conocemos los gases nobles podemos notar que el neón (Ne) que se niega a reaccionar con el oxigeno tiene a ambos lados separados por 8 espacios otros dos gases que tampoco reaccionan con el oxígeno. Aparentemente algo mágico rodea el número 8 y por tal motivo es común que este patrón se conozca como la regla de los octavos.

• Cuando Mendeleiev reorganizó sus tarjetas formando columnas con los elemento de propiedades similares obtuvo 8 columnas (figura 3). No quedaba lugar a dudas, hay algo especial alrededor del número 8. Aunque los elementos mostrados en la columna 8 de la figura 3 no se conocían para la época de Mendeleiev su tabla la hizo con 8 columnas.El comportamiento repetitivo de las propiedades químicas de los elementos se conocen como periodicidad química o comportamiento periódico (de ahí en nombre de tabla periódica) y en reconocimiento a sus méritos también se conoce como ley de Mendeleiev o tabla de Mendeleiev.La ley de Mendeleiev se puede enunciar como:

Las propiedades de los elementos son recurrentes (periódicas) en ciclos regulares cuando estos se arreglan en orden creciente de sus masa atómicas. 

• Mendeleiev fue un hombre genial y su tabla periódica funcionó tal y como él la elaboró, pero en las tablas periódicas modernas los elementos están arreglados en orden creciente de los números atómicos y no de sus masas atómicas y este cambio casi no produjo modificaciones a la tabla original de Mendeleiev, solo unos pocos elementos cambiaron de lugar, como por ejemplo el cobalto (Co) y el níquel (Ni) los que en la tabla moderna están intercambiados de posición con respecto a la de Mendeleiev.

• Mas adelante se descubrió que el 8 no es el único número mágico con respecto al comportamiento de los elementos químicos. En partes de la tabla periódica las propiedades se repiten cada 18 o 32 elementos.Cuando Mendeleiev comenzó su tabla solo se conocían unos 70 elementos y cuando los acomodó en forma de columnas, con aquellos de propiedades químicas similares, se dio cuenta que faltaban elementos sin descubrir, y, genialmente, dejó los espacios vacíos en la tabla, incluso nombró y predijo sus posibles propiedades químicas y físicas. Esto fue un paso de avance importante que permitió a los químicos de la época buscar y descubrir los elementos hasta entonces desconocidos partiendo de bases mucho mas sólidas que "trabajar a prueba y error".

• Uno de estos "huecos" que dejó en su tabla correspondía al posteriormente descubierto germanio (Ge), que asumió muy brillantemente debía estar en la columna del carbono entre los elementos silicio (Si) y estaño (Sn). Lo llamó ekasilio y determinó sus propiedades físicas como muy cercanas al promedio calculado utilizando los elementos por encima y por debajo del "futuro huésped" de la casilla vacía. 

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Modelos Atómicos

• Desde la Antigüedad, el ser humano se ha cuestionado de qué estaba hecha la materia.Unos 400 años antes de Cristo, el filósofo griego Demócrito consideró que la materia estaba constituida por pequeñísimas partículas que no podían ser divididas en otras más pequeñas. Por ello, llamó a estas partículas átomos, que en griego quiere decir "indivisible". Demócrito atribuyó a los átomos las cualidades de ser eternos, inmutables e indivisibles.Sin embargo las ideas de Demócrito sobre la materia no fueron aceptadas por los filósofos de su época y hubieron de transcurrir cerca de 2200 años para que la idea de los átomos fuera tomada de nuevo en consideración.

Modelos Atómicos

MODELO ATOMICO DE JOHN DALTON

• Descubrimiento Durante el siglo XVIII y principios del XIX algunos científicos habían investigado distintos aspectos de las reacciones químicas, obteniendo las llamadas leyes clásicas de la Química.

• Modelo Atómico De DaltonLa imagen del átomo expuesta por Dalton en su teoría atómica, para explicar estas leyes, es la de minúsculas partículas esféricas, indivisibles e inmutables, iguales entre si en cada elemento químico.

MODELO ATOMICO DE J.J THOMSON

• DescubrimientoDemostró que dentro de los átomos hay unas partículas diminutas, con carga eléctrica negativa, a las que se llamó electrones. 

• Modelo Atómico De Thomson

De este descubrimiento dedujo que el átomo debía de ser una esfera de materia cargada positivamente, en cuyo interior estaban incrustados los electrones. (Modelo atómico de Thomson)

MODELO ATOMICO DE ERNEST RUTHENFORD

• DescubrimientoDemostró que los átomos no eran macizos, como se creía, sino que están vacíos en su mayor parte y en su centro hay un diminuto núcleo.

• Modelo Atómico De RuthenfordDedujo que el átomo debía estar formado por una corteza con los electrones girando alrededor de un núcleo central cargado positivamente. (Modelo atómico de Rutherford.)

NIELS BORH

• DescubrimientoEspectros atómicos discontinuos originados por la radiación emitida por los átomos excitados de los elementos en estado gaseoso

Modelo Atómico De Borh• Propuso un nuevo modelo atómico,

según el cual los electrones giran alrededor del núcleo en unos niveles bien definidos.(Modelo atómico de Bohr.)

Video de Modelos Atómicos

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Estructura de Lewis

• La estructura de Lewis, también llamada diagrama de punto, modelo de Lewis o representación de Lewis, es una representación gráfica que muestra los enlaces entre los átomos de una molécula y los pares de electrones solitarios que puedan existir.

• Esta representación se usa para saber la cantidad de electrones de valencia de un elemento que interactúan con otros o entre su misma especie, formando enlaces ya sea simples, dobles, o triples y estos se encuentran íntimamente en relación con los enlaces químicos entre las moléculas y su geometría molecular, y la distancia que hay entre cada enlace formado.

• Las estructuras de Lewis muestran los diferentes átomos de una determinada molécula usando su símbolo químico y líneas que se trazan entre los átomos que se unen entre sí. En ocasiones, para representar cada enlace, se usan pares de puntos en vez de líneas. Los electrones desapartados (los que no participan en los enlaces) se representan mediante una línea o con un par de puntos, y se colocan alrededor de los átomos a los que pertenece.

• Este modelo fue propuesto por Gilbert N. Lewis quien lo introdujo por primera vez en 1916 en su artículo La molécula y el átomo.

Reglas Importantes

Este par de estructuras ilustran algunas reglas importantes: • El hidrógeno nunca completa 8 electrones, tan solo se rodea de 2. • Si la interacción entre dos átomos es principalmente covalente

entonces un guión o línea (—) que une a los símbolos representa al par de electrones involucrados en el enlace.

• Los pares de electrones no compartidos suelen representarse empleando dos puntos (••) aunque también pueden representarse con una raya (—).

• Cuando la interacción entre dos especies es predominantemente iónica no se dibuja un guión entre ellos. Tomando en cuenta estas dos reglas la representación de NaCl puede ser:

Enlaces Químicos

Generalidades de los enlaces químicos

• Los enlaces químicos, son las fuerzas que mantienen unidos a los átomos.

• Cuando los átomos se enlazan entre si, ceden, aceptan o comparten electrones. Son los electrones de valencia quienes determinan de que forma se unirá un átomo con otro y las características del enlace.

• Regla del octeto.EL ultimo grupo de la tabla periódica VIII A (18), que forma la familia de los gases nobles, son los elementos mas estables de la tabla periódica. Esto se deben a que tienen 8 electrones en su capa mas externa, excepto el Helio que tiene solo 2 electrones, que también se considera como una configuración estable.

Enlace iónico

Características:

• Esta formado por metal + no metal• No forma moléculas verdaderas, existe como un

agregado de aniones (iones negativos) y cationes (iones positivos).

• Los metales ceden electrones formando por cationes, los no metales aceptan electrones formando aniones.

Los compuestos formados por enlaces iónicos tienen las siguientes características:

• Son sólidos a temperatura ambiente, ninguno es un liquido o un gas.

• Son buenos conductores del calor y la electricidad.

• Tienen altos puntos de fusión y ebullición.• Son solubles en solventes polares como el agua

Formación De Enlaces Iónicos

• Ejm: NaF

• Na: metal del grupo IA Enlace • F: no metal del grupo VIIA 

Iónico

• Enlace covalente

• Características:• Esta basado en la compartición de electrones. Los

átomos no ganan ni pierden electrones, COMPARTEN.

• Esta formado por elementos no metálicos. Pueden ser 2 o 3 no metales.

• Pueden estar unidos por enlaces sencillos, dobles o triples, dependiendo de los elementos que se unen.

Enlace covalente polar• Cuando un mismo átomo aporta

el par de electrones, se dice que el enlace covalente es polarizado. Aunque las propiedades de enlace covalente polarizado son parecidas a las de un enlace covalente normal (dado que todos los electrones son iguales, sin importar su origen), la distinción es útil para hacer un seguimiento de los electrones de valencia y asignar cargas formales. Una base dispone de un par electrónico para compartir y un ácido acepta compartir el par electrónico para formar un enlace covalente coordinado.

• Características del enlace covalente polar• Enlace sencillo: se comparten 2 electrones de la

capa de valencia.• Enlace doble: se comparten cuatro electrones, en

dos pares, de la capa de valencia.• Enlace triple: se comparten 6 electrones de la

capa de valencia en 3 pares.• Enlace cuádruple: es la unión de 8 electrones de

la capa de valencia en 4 pares .• Enlace quíntuple: es la unión de 10 electrones de

la capa de valencia en 5 pares.• En general cuando un átomo comparte los dos

electrones para uno solo se llama enlace covalente dativo y se suele representar con una flecha (→).

• Características del enlace covalente polar• Enlace sencillo: se comparten 2 electrones de la

capa de valencia.• Enlace doble: se comparten cuatro electrones, en

dos pares, de la capa de valencia.• Enlace triple: se comparten 6 electrones de la

capa de valencia en 3 pares.• Enlace cuádruple: es la unión de 8 electrones de

la capa de valencia en 4 pares .• Enlace quíntuple: es la unión de 10 electrones de

la capa de valencia en 5 pares.• En general cuando un átomo comparte los dos

electrones para uno solo se llama enlace covalente dativo y se suele representar con una flecha (→).

ENLACE COVALENTE NO POLAR

• Cuando el enlace lo forman dos átomos del mismo elemento, la diferencia de electronegatividad es cero, entonces se forma un enlace covalente no polar. El enlace covalente no polar se presenta entre átomos del mismo elemento o entre átomos con muy poca diferencia de electronegatividad. Un ejemplo es la molécula de hidrógeno, la cual está formada por dos átomos del mismo elemento, por lo que su diferencia es cero. 

• Las características del enlace covalente no polar son las siguientes:

- Ocurre entre átomos de no metales iguales.

- Las electronegatividades de los elementos unidos son iguales: se unen átomos del mismo elemento.

- Los electrones de valencia se comparten equitativamente: los átomos tienen la misma electronegatividad y atraen los electrones por igual, por lo que los electrones se mueven alrededor de ambos átomos. 

- La partícula que se forma es una molécula no polar: sin cargas eléctricas. 

- La diferencia de cargas entre los átomos enlazados es nula. 

- Las sustancias con este tipo de enlace se denominan “elementos moleculares”.

Ejemplo: enlace de dos átomos de hidrógeno (no metal con 1 electrón de valencia).

• En este enlace los átomos de hidrógeno comparten sus electrones de valencia. El enlace se forma por la atracción de los átomos, resultado de la compartición de electrones. Cuando se unen de esta manera dos átomos de hidrógeno se forma una molécula sin cargas (molécula no polar), ya que los electrones se comparten equitativamente.

Enlace Metálico • Un enlace metálico es un enlace químico que mantiene unidos

los átomos (unión entre núcleos atómicos y los electrones de valencia, que se juntan alrededor de éstos como una nube) de los metales entre sí. Estos átomos se agrupan de forma muy cercana unos a otros, lo que produce estructuras muy compactas. Se trata de líneas tridimensionales que adquieren estructuras tales como: la típica de empaquetamiento compacto de esferas(hexagonal compacta), cúbica centrada en las caras o la cúbica centrada en el cuerpo. En este tipo de estructura cada átomo metálico está dividido por otros doce átomos (seis en el mismo plano, tres por encima y tres por debajo). Además, debido a la baja electronegatividad que poseen los metales, los electrones de valencia son extraídos de sus orbitales. Este enlace sólo puede estar en sustancias en estado sólido.

• Los metales poseen algunas propiedades características que los diferencian de los demás materiales. Suelen ser sólidos a temperatura ambiente, excepto el mercurio, y tienen un punto de fusión alto.

• Características • El enlace metálico es característico de los elementos

metálicos. • Es un enlace fuerte, primario, que se forma entre

elementos de la misma especie. • Al estar los átomos tan cercanos unos de otros,

interaccionan sus núcleos junto con sus nubes electrónicas, empaquetándose en las tres dimensiones, por lo que quedan los núcleos rodeados de tales nubes.

• Estos electrones libres son los responsables de que los metales presenten una elevada conductividad eléctrica y térmica, ya que estos se pueden mover con facilidad si se ponen en contacto con una fuente eléctrica

Puentes de Hidrogeno• El puente de hidrógeno es un enlace que se establece entre moléculas

capaces de generar cargas parciales. El agua, es la sustancia en donde los puentes de hidrógeno son más efectivos, en su molécula, los electrones que intervienen en sus enlaces, están más cerca del oxígeno que de los hidrógenos y por esto se generan dos cargas parciales negativas en el extremo donde está el oxígeno y dos cargas parciales positivas en el extremo donde se encuentran los hidrógenos. La presencia de cargas parciales positivas y negativas hace que las moléculas de agua se comporten como imanes en los que las partes con carga parcial positiva atraen a las partes con cargas parciales negativas. De tal suerte que una sola molécula de agua puede unirse a otras 4 moléculas de agua a través de 4 puentes de hidrógeno. Esta característica es la que hace al agua un líquido muy especial.

• Los puentes de Hidrógeno, se forman por átomos de Hidrógeno localizados entre átomos electronegativos. Cuando un átomo de Hidrógeno está unido covalentemente, a una átomo electronegativo, ej. Oxígeno o Nitrógeno, asume una densidad (d) de carga positiva, debido a la elevada electronegatividad del átomo vecino. Esta deficiencia parcial en electrones, hace a los átomos de Hidrógeno susceptibles de atracción por los electrones no compartidos en los átomos de Oxígeno o Nitrógeno

• • • Obsérvese la configuración electrónica del Oxígeno:• 8O 1s2 2s2 2pxêé pyé pzé

•

• El puente de Hidrógeno es relativamente débil entre -20 y -30 kJ mol-1, la fuerza de enlace aumenta al aumentar la electronegatividad y disminuye con el tamaño de los átomos participantes. Por tanto, el puente de Hidrógeno existe en numerosas moléculas no solo en el agua. Aquí solo se tratará lo referente al agua.

•

• La estructura del agua favorece las interacciones para formar puentes de Hidrógeno, el arreglo siempre es perpendicular entre las moléculas participantes, además, es favorecido por que cada protón unido a un Oxígeno muy electronegativo encuentra un electrón no compartido con el que interactúa uno a uno. De lo anterior se concluye que cada átomo d Oxígeno en el agua interacciona con 4 protones, dos de ellos unidos covalentemente y dos a través de puentes de Hidrógeno.

• A continuación un pequeño cuestionario sobre los Enlaces Químicos!

• http://uk3.hotpotatoes.net/ex/93454/HAGKZVQZ.php

Electronegatividad• La electronegatividad es la medida de la capacidad de

un átomo (o de manera menos frecuente un grupo funcional) para atraer hacia él los electrones, cuando forma un enlace químico en una molécula.Compendium of Chemical Terminology</ref>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. El flúor es el elemento con más electronegatividad, el francio es el elemento con menos electronegatividad.

• La electronegatividad de un átomo determinado, esta afectada fundamentalmente por dos magnitudes: su masa atómica 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. La electronegatividad no se puede medir experimentalmente de manera directa como, por ejemplo, la energía de ionización, 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 0,7 para el elemento menos electronegativo y 4,0 para el mayor.

• Escalas de electronegatividad• Los diferentes valores de electronegatividad se

clasifican según diferentes escalas, entre ellas la escala de Pauling anteriormente aludida y la escala de Mulliken.

• En general, los diferentes valores de electronegatividad de los átomos determinan el tipo de enlace que se formará en la molécula que los combina. Así, según la diferencia entre las electronegatividades de éstos se puede determinar (convencionalmente) si el enlace será, según la escala de Linus Pauling:

• Covalente no polar: • Covalente polar: • Iónico:

• Cuanto más pequeño es el radio atómico, mayor es la energía de ionización y mayor la electronegatividad y viceversa, la electronegatividad es la tendencia o capacidad de un átomo, en una molécula, para atraer hacia sí los electrones. Ni las definiciones cuantitativas ni las escalas de electronegatividad se basan en la distribución electrónica, sino en propiedades que se supone reflejan la electronegatividad. La electronegatividad de un elemento depende de su estado de oxidación y, por lo tanto, no es una propiedad atómica invariable. Esto significa que un mismo elemento puede presentar distintas electronegatividades dependiendo del tipo de molécula en la que se encuentre, por ejemplo, la capacidad para atraer los electrones de un orbital híbrido  en un átomo de carbono enlazado con un átomo de hidrógeno, aumenta en consonancia con el porcentaje de carácter s en el orbital, según la serie etano < etileno(eteno) < acetileno(etino). La escala de Pauling se basa en la diferencia entre la energía del enlace A–B en el compuesto  y la media de las energías de los enlaces homopolares A–A y B–B.

• La escala Mulliken (también llamada escala Mulliken-Jaffe) es una escala para la electronegatividad de los elementos químicos, desarrollada por Robert S. Mulliken en 1934. Dicha escala se basa en la electronegatividad Mulliken (cM) que promedia la afinidad electrónica A.E. (magnitud que puede relacionarse con la tendencia de un átomo a adquirir carga negativa) y los potenciales de ionización de sus electrones de valencia P.I. o E.I. (magnitud asociada con la facilidad, o tendencia, de un átomo a adquirir carga positiva). Las unidades empleadas son el kJ/mol: