- Característiques generals de l'enllaç covalent no polar
- Polaritat i simetria
- Com es forma l'enllaç covalent no polar?
- Ordenament i energia
- Tipus d'elements que formen l'enllaç covalent no polar
- Enllaços covalents no polars d'àtoms diferents
- exemples
- Entre àtoms idèntics
- Entre àtoms diferents
- referències
Un enllaç covalent no polar és un tipus d'enllaç químic en què dos àtoms que posseeixen electronegativitats similars comparteixen electrons per formar una molècula.
Aquest tipus d'enllaç es troba en una gran quantitat de compostos que posseeixen diferents característiques, trobant-se entre els dos àtoms de nitrogen que formen l'espècie gasosa (N 2), i entre els àtoms de carboni i hidrogen que mantenen unida la molècula de gas metà (CH 4), per exemple.
Enllaç covalent no polar delmetano. By CNX OpenStax, via Wikimedia Commons
Es coneix com electronegativitat a la propietat que posseeixen els elements químics que es refereix a què tan gran o petita és l'habilitat d'aquestes espècies atòmiques per atreure la densitat electrònica cap a si.
La polaritat dels enllaços covalents no polars difereix en l'electronegativitat dels atómos en menys de 0,4 (tal com indica l'escala de Pauling). Si fos superior a 0,4 i inferior a 1,7 seria enllaç covalent polar, mentre que si fos superior a 1,7 es tractaria d'un enllaç iònic.
Cal destacar que l'electronegativitat dels àtoms descriu únicament a aquells que estan involucrats en un enllaç químic, és a dir, quan aquests formen part d'una molècula.
Característiques generals de l'enllaç covalent no polar
El terme "no polar" caracteritza les molècules o als enllaços que no exhibeixen polaritat alguna. Quan una molècula és no polar pot significar dues coses:
-Els seus àtoms no estan units mitjançant enllaços polars.
-Sí posseeix enllaços de tipus polar, però aquests s'han orientat d'una manera tan simètrica que cadascú cancel·la el moment dipolar de l'altre.
By Jacek FH, from Wikimedia Commons
De la mateixa manera, hi ha un gran nombre de substàncies en les que les seves molècules es mantenen enllaçades entre si en l'estructura de l'compost, ja sigui en fase líquida, gasosa o sòlida.
Quan això passa es deu, en gran part, a les anomenades forces o interaccions de van der Waals, a més de les condicions de temperatura i pressió a què es dugui a terme la reacció química.
Aquest tipus d'interaccions, que també es donen en molècules polars, succeeixen a causa de el moviment de les partícules subatòmiques, principalment els electrons quan es traslladen entre les molècules.
A causa d'aquest fenomen, en qüestió d'instants, els electrons poden acumular-se en un extrem de l'espècie química, concentrant-se en àrees específiques de la molècula i atorgant-li una classe de càrrega parcial, generant certs dipols i aconseguint que les molècules es mantinguin bastant pròximes la una a l'altra.
Polaritat i simetria
No obstant això, aquest petit dipol no es forma en els compostos units mitjançant enllaços covalents no polars, a causa de que la diferència entre els seus electronegativitats és pràcticament zero o completament nul·la.
En el cas de molècules o enllaços constituïts per dos àtoms iguals, és a dir, quan els seus electronegativitats són idèntiques, la diferència entre aquestes és zero.
En aquest sentit, els enllaços són classificats com covalents no polars quan la diferència d'electronegativitats entre els dos àtoms que conformen la unió és menor a 0,5.
Per contra, quan aquesta resta dóna com a resultat un valor que es troba entre 0,5 i 1,9 es caracteritza com covalent polar. Mentre que, quan aquesta diferència resulta en un nombre major a 1,9 definitivament es considera com un enllaç o compost de naturalesa polar.
De manera que, aquest tipus d'enllaços covalents es forma gràcies a la compartició d'electrons entre dos àtoms que cedeixen la seva densitat electrònica per igual.
Per aquesta raó, a més de la naturalesa dels àtoms involucrats en aquesta interacció, les espècies moleculars que es troben unides mitjançant aquest tipus d'enllaç tendeixen a ser bastant simètriques i, per tant, aquestes unions solen ser bastant forts.
Com es forma l'enllaç covalent no polar?
En general, els enllaços covalents s'originen quan un parell d'àtoms participen en la compartició dels parells d'electrons, o quan la distribució de la densitat electrònica es dóna per igual entre les dues espècies atòmiques.
El model de Lewis descriu aquestes unions com interaccions que tenen doble propòsit: els dos electrons són compartits entre el parell d'àtoms que hi intervenen i, a el mateix temps, omplen el nivell energètic més extern (capa de valència) de cada un d'ells, atorgant-los major estabilitat.
Com aquest tipus d'enllaç es basa en la diferència d'electronegativitats existent entre els àtoms que el constitueixen, és important saber que els elements amb més electronegativitat (o més electronegatius) són els que atrauen més fortament els electrons cap a si.
Aquesta propietat té la tendència a incrementar-se en la taula periòdica en el sentit esquerra-dreta i en un sentit ascendent (baix a dalt), de manera que l'element considerat com el menys electronegatiu de la taula periòdica és el franci (aproximadament 0,7) i el de més electronegativitat és el fluor (aproximadament 4,0).
Aquestes unions es donen més comunament entre dos àtoms pertanyents als no metalls o entre un no metall i un àtom de naturalesa metal·loide.
Ordenament i energia
Des d'un punt de vista més intern, pel que fa a les interaccions energètiques, es pot dir que un parell d'àtoms s'atrauen i formen un enllaç si aquest procés té com a conseqüència la disminució de l'energia de el sistema.
Així mateix, quan les condicions donades propicien que els àtoms que estan interactuant s'atreguin, aquests s'acosten més i és quan es produeix o es forma l'enllaç; sempre que aquest acostament i posterior unió comportin una configuració que posseeixi menor energia que l'ordenament inicial, en el qual els àtoms es trobaven separats.
La forma en què es combinen les espècies atòmiques per formar molècules està descrita per la regla de l'octet, la qual va ser proposada pel fisicoquímic d'origen nord-americà Gilbert Newton Lewis.
Aquesta famosa regla enuncia principalment que un àtom diferent a l'hidrogen té tendència a establir unions fins que està envoltat per vuit electrons en la seva capa de valència.
Això vol dir que l'enllaç covalent s'origina quan cada àtom no té electrons suficients per omplir el seu octet, és llavors quan comparteixen els seus electrons.
Per assolir l'estabilitat en l'estructura CO2, es requereix que l'àtom de carboni formi dos enllaços dobles amb cada àtom d'oxigen, complint així la regla de l'octet.
Aquesta regla té les seves excepcions, però en termes generals depèn de la naturalesa dels elements involucrats en l'enllaç.
Tipus d'elements que formen l'enllaç covalent no polar
Quan es forma un enllaç covalent no polar, es poden unir dos àtoms d'el mateix element o d'elements diferents mitjançant la compartició d'electrons dels seus nivells energètics més externs, que són els que es troben disponibles per a formar enllaços.
A l'ocórrer aquesta unió química, cada àtom tendeix a adquirir la configuració electrònica més estable, que és la que correspon als gasos nobles. Així que cada àtom generalment "busca" adquirir la configuració de gas noble més proper en la taula periòdica, ja sigui amb menys o més electrons que la seva configuració original.
De manera que, quan s'uneixen dos àtoms d'un mateix element per formar un enllaç covalent no polar és perquè aquesta unió els confereix una configuració menys energètica i, per tant, més estable.
L'exemple més senzill d'aquest tipus és el de l'hidrogen gasós (H 2), encara que altres exemples són els gasos oxigen (O 2) i nitrogen (N 2).
Dos àtoms idèntics d'hidrogen en el qual el parell d'electrons atreuen d'igual manera, el que deriva en que no hi hagi polaritat a l'enllaç.
Enllaços covalents no polars d'àtoms diferents
També es pot formar una unió no polar entre dos elements no metàl·lics o metal·loide i un element no metàl·lic.
En el primer cas, els elements no metàl·lics estan conformats per aquells que pertanyen a un selecte grup de la taula periòdica, entre els quals es troben els halògens (iode, brom, clor, fluor), els gasos nobles (radó, xenó, criptó, argó, neó, heli) i altres pocs com sofre, fòsfor, nitrogen, oxigen, carboni, entre altres.
Un exemple d'aquests és la unió dels àtoms de carboni i hidrogen, la base per a la majoria dels compostos orgànics.
En el segon cas, els metal·loides són aquells que posseeixen característiques intermèdies entre els no metalls i les espècies pertanyents als metalls en la taula periòdica. Entre aquests es troben: germani, bor, antimoni, tel·luri, silici, entre d'altres.
exemples
Es pot dir que hi ha dos tipus d'enllaços covalents. Encara que en la pràctica aquests no tenen cap diferència entre si, aquests són:
-Quan àtoms idèntics formen un enllaç.
-Quan dos àtoms diferents s'uneixen per formar una molècula.
Entre àtoms idèntics
En el cas dels enllaços covalents no polars que succeeixen entre dos àtoms idèntics no importa en realitat l'electronegativitat de cada un, a causa de que sempre seran exactament iguals, així que sempre la diferència d'electronegativitats és nul·la.
Aquest és el cas de molècules gasoses com l'hidrogen, oxigen, nitrogen, fluor, clor, brom, iode.
Enllaç covalent no polar de dos àtoms idèntics d'oxigen.
Entre àtoms diferents
Per contra, quan són unions entre àtoms diferents s'han de prendre en compte les seves electronegativitats per catalogar-los com no polars.
Aquest és el cas de la molècula de metà, on el moment dipolar format en cada enllaç carboni-hidrogen s'anul·la per motius de simetria. Això significa la manca de separació de càrregues, de manera que no poden interactuar amb molècules polars com l'aigua, fent que aquestes molècules i altres hidrocarburs polars siguin hidròfobs.
Altres molècules no polars són: tetraclorur de carboni (CCl 4), pentà (C 5 H 12), etilè (C 2 H 4), diòxid de carboni (CO 2), benzè (C 6 H 6) i toluè (C 7 H 8).
Enllaç covalent no polar de l'diòxid de carboni.
referències
- Bettelheim, FA, Brown, WH, Campbell, MK, Farrell, SO i Torres, O. (2015). Introduction to general, Organic and Biochemistry. Recuperat de books.google.co.ve
- LibreTexts. (Sf). Covalent bonds. Obtingut de chem.libretexts.org
- Brown, W., Foote, C., Iverson, B., Anslyn, I. (2008). Organic Chemistry. Recuperat de books.google.co.ve
- ThoughtCo. (Sf). Examples of Polar and Nonpolar Molecules. Obtingut de thoughtco.com
- Joesten, MD, Hogg, JL i Castellion, ME (2006). The World of Chemistry: Essentials: Essentials. Recuperat de books.google.co.ve
- Wikipedia. (Sf). Covalent bond. Obtingut de en.wikipedia.org