Caratteristiche ed esempi di collegamento covalente polare

UN Legame covalente polare È quello formato tra due elementi chimici la cui differenza di elettronegatività è sostanziale, ma senza avvicinarsi a un carattere puramente ionico. È quindi una forte interazione intermedia tra legami covalenti apolari e collegamenti ionici.

Si dice che sia covalente perché in teoria c'è un'equa condivisione di una coppia elettronica tra i due atomi collegati; Cioè, i due elettroni sono condivisi equamente. L'atomo E · dona un elettrone, mentre · x fornisce il secondo elettrone per formare il legame covalente E: x o e-x.

In un legame covalente polare la coppia di elettroni non è condivisa equamente. Fonte: Gabriel Bolívar.

Tuttavia, come si vede nell'immagine superiore, i due elettroni non si trovano al centro di E e X, indicando che "circolano" con la stessa frequenza tra i due atomi; ma sono più vicini a x di E. Ciò significa che X ha attratto la coppia di elettroni a causa della sua maggiore elettronegatività.

Essendo gli elettroni del collegamento più vicino a x rispetto a E, circa x viene creata una regione ad alta densità elettronica, Δ-; Mentre in E una regione povera appare negli elettroni, Δ+. Pertanto, esiste una polarizzazione delle cariche elettriche: un legame covalente polare.

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Caratteristiche

Gradi di polarità

I legami covalenti sono in natura molto abbondanti. Sono praticamente presenti in tutte le molecole e composti chimici eterogenei; Dal momento che, dopo tutto, si forma quando due atomi diversi E e X sono collegati. Tuttavia, ci sono più legami covalenti polari di altri e per scoprire che devi ricorrere alle elettronegatività.

Quanto più elettronegativo è X e meno elettronegativo (elettropositivo), quindi il legame covalente risultante sarà più polare. La modalità convenzionale per stimare questa polarità è attraverso la formula:

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χ_X - χ_E

Dove χ è l'elettronegatività di ciascun atomo secondo la scala Pauling.

Se questa sottrazione o sottrazione ha valori tra 0,5 e 2, allora sarà un collegamento polare. Pertanto, è possibile confrontare il grado di polarità tra diversi collegamenti E-X. Nel caso in cui il valore ottenuto sia superiore a 2, si parla di un collegamento ionico e⁺X^- E non è^Δ+-X^Δ-.

Tuttavia, la polarità del collegamento E-X non è assoluta, ma dipende da ambienti molecolari; Cioè, in una molecola -e-x-, dove E e x formano legami covalenti con altri atomi, quest'ultimo influenza direttamente quel grado di polarità.

Elementi chimici che li hanno originati

Mentre E e X possono essere qualsiasi elemento, non tutti hanno origine i legami covalenti polari. Ad esempio, se E è un metallo altamente elettropositivo, come alcalino (Li, Na, K, Rb e CS) e X a alogeno (F, Cl, Br e I), tenderanno a formare composti ionici (NA⁺Cl^-) e non molecole (Na-cl).

Ecco perché i legami covalenti polari sono generalmente tra due elementi non metallici; e in misura minore, tra elementi non metallici e alcuni metalli di transizione. Vedere il blocco P Dalla tabella periodica, ci sono molte opzioni per formare questo tipo di collegamenti chimici.

Carattere polare e ionico

In grandi molecole non è importante pensare a quanto sia polare un legame; Questi sono altamente covalenti e la distribuzione delle loro cariche elettriche (dove sono le regioni ricche o povere di elettroni) è maggiore attenzione per definire il grado di covalenza dei loro legami interni.

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Tuttavia, con molecole diatomiche o piccole, detto polarità e^Δ+-X^Δ- È abbastanza relativo.

Questo non è un problema con le molecole formate tra elementi non metallici; Ma quando partecipano i metalli di transizione o metalloidi, non si parla più solo di un legame covalente polare, ma di un legame covalente con un certo carattere ionico; e nel caso dei metalli di transizione, di un collegamento di coordinamento covalente data la natura dello stesso.

Esempi di legami covalenti polari

Co

Il legame covalente tra carbonio e ossigeno è polare, perché il primo è meno elettronegativo (χ_C = 2,55) che il secondo (χ_O = 3.44). Pertanto, quando vediamo i collegamenti c-o, c = o o c-o^-, Sapremo che sono collegamenti polari.

H-X

Gli alogenidi idrogeno, HX, sono esempi ideali per comprendere il legame polare nelle loro molecole diatomiche. Avere elettronegatività per idrogeno (χ_H = 2.2), possiamo stimare quanto sono polari questi alogenuri:

-HF (H-F), 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

-Ciao (h-i), χ_Yo (2.66) - χ_H (2,2) = 0,46

Si noti che secondo questi calcoli, il collegamento H-F è il più polare di tutti. Ora, qual è il suo carattere ionico espresso in percentuale, è un altro argomento. Questo risultato non è sorprendente perché il fluoro è l'elemento più elettronegativo di tutti.

Quando l'elettronegatività scende dal cloro a iodio, i collegamenti H-Cl, H-Br e H-I diventano meno polari. Il collegamento H-I dovrebbe essere apolare, ma in realtà è polare e anche molto "fragile"; si rompe facilmente.

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OH

Il collegamento polare O-h può essere il più importante di tutti: grazie a lui c'è la vita, perché collabora con il momento di dipolo dell'acqua. Se stimiamo la differenza tra l'elettronegatività di ossigeno e idrogeni avremo:

χ_O (3.44) - χ_H (2,2) = 1,24

Tuttavia, la molecola d'acqua, h₂Oppure ha due di questi collegamenti, H-O-H. Questo, e la geometria angolare della molecola e la sua asimmetria, lo rendono un composto altamente polare.

N-h

Il collegamento N-H è presente nei gruppi amminici di proteine. Ripetendo lo stesso calcolo che abbiamo:

χ_N (3.04) - χ_H (2,2) = 0,84

Ciò riflette che il collegamento N-H è meno polare di O-H (1,24) e F-H (1,78).

Brutto

Il collegamento Fe-O è importante perché i loro ossidi si trovano nei minerali di ferro. Vediamo se è più polare di h-o:

χ_O (3.44) - χ_Fede (1.83) = 1.61

Da qui si suppone giustamente che il link Fe-O sia più polare del link H-O (1,24); o cosa è lo stesso di dire: Fe-O ha un carattere ionico maggiore di H-O.

Questi calcoli servono ad apparire i gradi di polarità tra diversi collegamenti; Ma non sono sufficienti a governare se un composto è ionico, covalente o il suo carattere ionico.

Riferimenti

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