LEGĂTURĂ COVALENTĂ POLARĂ: CARACTERISTICI ȘI EXEMPLE - CHIMIE - 2025

O legătură covalentă polară este una formată între două elemente chimice a căror diferență de electronegativitate este substanțială, dar fără a se apropia de un caracter pur ionic. Prin urmare, este o interacțiune intermediară puternică între legăturile covalente apolare și legăturile ionice.

Se spune că este covalent, deoarece în teorie există o partajare egală a unei perechi electronice între cei doi atomi legați; adică cei doi electroni sunt împărțiți în mod egal. Atomul E · donează un electron, în timp ce · X contribuie al doilea electron pentru a forma legătura covalentă E: X sau EX.

Într-o legătură covalentă polară, perechea de electroni nu este împărțită în mod egal. Sursa: Gabriel Bolívar.

Cu toate acestea, așa cum se vede în imaginea de mai sus, cei doi electroni nu sunt situați în centrul lui E și X, ceea ce indică faptul că „circulă” cu aceeași frecvență între ambii atomi; mai degrabă sunt mai aproape de X decât de E. Acest lucru înseamnă că X a atras perechea de electroni spre sine datorită electronegativității sale superioare.

Deoarece electronii legăturii sunt mai apropiați de X decât de E, în jurul lui X se creează o regiune cu densitate mare de electroni, δ-; în timp ce în E apare o regiune săracă de electroni, δ +. Prin urmare, aveți o polarizare a sarcinilor electrice: o legătură covalentă polară.

caracteristici

Gradele de polaritate

Legăturile covalente au o natură foarte abundentă. Sunt prezenți în practic toate moleculele eterogene și compușii chimici; deoarece, în final, se formează atunci când doi atomi diferiți se leagă E și X. Cu toate acestea, există legături covalente mai polare decât altele, iar pentru a afla, trebuie să recurgem la electronegativități.

Cu cât X este mai electronegativ și cu atât E mai puțin electronegativ este (electropozitiv), atunci legătura covalentă rezultată va fi mai polară. Modul convențional de estimare a acestei polarități este prin formula:

χ _X - χ _E

Unde χ este electronegativitatea fiecărui atom în funcție de scara Pauling.

Dacă această scădere sau scădere are valori cuprinse între 0,5 și 2, atunci va fi o legătură polară. Prin urmare, este posibil să se compare gradul de polaritate între mai multe legături EX. În cazul în care valoarea obținută este mai mare de 2, vorbim despre o legătură ionică, E ⁺ X ^- și nu E ^{δ +} -X ^δ- .

Cu toate acestea, polaritatea legăturii EX nu este absolută, ci depinde de mediul molecular; adică într-o moleculă -EX-, în care E și X formează legături covalente cu alți atomi, aceștia din urmă influențează direct acel grad de polaritate.

Elemente chimice care le generează

Deși E și X pot fi orice element, nu toate provoacă legături covalente polare. De exemplu, dacă E este un metal extrem de electropozitiv, precum cele alcaline (Li, Na, K, Rb și Cs) și X un halogen (F, Cl, Br și I), acestea vor tinde să formeze compuși ionici (Na ⁺ Cl ^- ) și nu molecule (Na-Cl).

De aceea, legăturile covalente polare se găsesc de obicei între două elemente nemetalice; și într-o măsură mai mică, între elementele nemetalice și unele metale de tranziție. Privind blocul p al tabelului periodic, aveți multe opțiuni pentru a forma aceste tipuri de legături chimice.

Caracter polar și ionic

În moleculele mari nu este foarte important să ne gândim cât de polar este o legătură; Acestea sunt extrem de covalente, iar distribuția sarcinilor lor electrice (acolo unde sunt regiunile bogate în electroni sau săraci) atrage mai mult atenția decât definirea gradului de covalență a legăturilor lor interne.

Cu toate acestea, cu molecule diatomice sau mici, polaritatea E ^{δ +} -X ^{δ- menționată} este destul de relativă.

Aceasta nu este o problemă cu moleculele formate între elementele nemetalice; Dar când participă metale sau metaloizi de tranziție, nu mai vorbim doar de o legătură covalentă polară, ci de o legătură covalentă cu un anumit caracter ionic; și în cazul metalelor de tranziție, a unei legături de coordonare covalentă având în vedere natura sa.

Exemple de legături covalente polare

CO

Legătura covalentă între carbon și oxigen este polară, deoarece prima este mai puțin electronegativă (χ _C = 2,55) decât a doua (χ _O = 3,44). Prin urmare, atunci când ne uităm la CO, C = O, sau CO ^- obligațiuni, vom ști că acestea sunt legături polare.

HX

Haloxii de hidrogen, HX, sunt exemple ideale pentru înțelegerea legăturilor polare în moleculele tale diatomice. Luând electronegativitatea hidrogenului (χ _H = 2.2), putem estima cât de polare sunt aceste halogenuri între ele:

-HF (HF), χ _F (3,98) - χ _H (2,2) = 1,78

-HCl (H-Cl), χ _Cl (3,16) - χ _H (2,2) = 0,96

-HBr (H-Br), χ _Br (2,96) - χ _H (2,2) = 0,76

-HI (HI), χ _I (2,66) - χ _H (2,2) = 0,46

Rețineți că, în conformitate cu aceste calcule, legătura HF este cea mai polară dintre toate. Acum, care este caracterul său ionic exprimat în procente, este o altă problemă. Acest rezultat nu este surprinzător, deoarece fluorul este cel mai electronegativ element dintre toate.

Deoarece electronegativitatea scade de la clor la iod, legăturile H-Cl, H-Br și HI devin de asemenea mai puțin polare. Legătura HI trebuie să fie nepolară, dar este de fapt polară și, de asemenea, foarte „fragilă”; se rupe ușor.

Oh

Legătura polară OH este poate cea mai importantă dintre toate: datorită ei există viață, deoarece colaborează cu momentul dipol al apei. Dacă estimăm diferența dintre electronegativitățile oxigenului și hidrogenilor, vom avea:

χ _O (3,44) - χ _H (2,2) = 1,24

Cu toate acestea, molecula de apă, H ₂ O, are două dintre aceste legături, HOH. Aceasta și geometria unghiulară a moleculei și asimetria acesteia o fac un compus extrem de polar.

NH

Legătura NH este prezentă în grupele amino ale proteinelor. Repetând același calcul îl avem:

χ _N (3,04) - χ _H (2,2) = 0,84

Acest lucru reflectă faptul că legătura NH este mai puțin polară decât OH (1,24) și FH (1,78).

Urât

Legătura Fe-O este importantă deoarece oxizii săi se găsesc în mineralele de fier. Să vedem dacă este mai polar decât HO:

χ _O (3,44) - χ _Fe (1,83) = 1,61

Prin urmare, se presupune pe bună dreptate că legătura Fe-O este mai polară decât legătura HO (1.24); sau ceea ce este același cu a spune: Fe-O are un caracter ionic mai mare decât HO.

Aceste calcule sunt utilizate pentru a descoperi gradele de polaritate între diferite legături; dar nu sunt suficiente pentru a determina dacă un compus este ionic, covalent sau caracterul său ionic.

Referințe

1. Whitten, Davis, Peck și Stanley. (2008). Chimie (Ediția a VIII-a). CENGAGE Învățare.
2. Shiver & Atkins. (2008). Chimie anorganică . (A patra editie). Mc Graw Hill.
3. Laura Nappi. (2019). Obligații covalente polare și nepolare: definiții și exemple. Studiu. Recuperat din: studiu.com
4. Helmenstine, Anne Marie, doctorat. (18 septembrie 2019). Definiția și exemplele obligațiunilor polare (obligațiune polară covalentă). Recuperat de la: thinkco.com
5. Elsevier BV (2019). Obligație polovalentă. ScienceDirect. Recuperat de la: sciencedirect.com
6. Wikipedia. (2019). Polaritatea chimică. Recuperat de la: en.wikipedia.org
7. Anonim. (05 iunie 2019). Proprietățile obligațiunilor polar covalente. Chimie LibreTexturi. Recuperat din: chem.libretexts.org