ENLLAÇ COVALENT POLAR: CARACTERÍSTIQUES I EXEMPLES - QUIMICA - 2026

Un enllaç covalent polar és aquell format entre dos elements químics la diferència d'electronegativitat és substancial, però sense aproximar-se a un caràcter purament iònic. És doncs, una interacció forta intermèdia entre els enllaços covalents apolars i els enllaços iònics.

Es diu que és covalent perquè en teoria hi ha una compartició equitativa d'un parell electrònic entre els dos àtoms enllaçats; és a dir, els dos electrons es comparteixen per igual. L'àtom E · dóna un electró, mentre · X aporta el segon electró per formar l'enllaç covalent E: X o EX.

En un enllaç covalent polar el parell d'electrons no es troba compartit equitativament. Font: Gabriel Bolívar.

No obstant això, tal com es veu en la imatge superior, els dos electrons no estan situats al centre d'E i X, indicant que "circulen" amb la mateixa freqüència entre els dos àtoms; sinó que estan més a prop de X que d'E Això vol dir que X ha atret el parell d'electrons cap a si a causa de la seva major electronegativitat.

A l'estar els electrons de l'enllaç més a prop de X que d'E, entorn a X es crea una regió d'alta densitat electrònica, δ-; mentre que en I apareix una regió pobra en electrons, δ +. Per tant, es té una polarització de les càrregues elèctriques: un enllaç covalent polar.

Característiques

Graus de polaritat

Els enllaços covalents són molt abundants en la naturalesa. Pràcticament són presents en totes les molècules heterogènies i en els compostos químics; ja que, al capdavall es forma quan dos àtoms diferents E i X s'enllacen. No obstant això, hi ha enllaços covalents més polars que altres, i per esbrinar s'ha de recórrer a les electronegativitats.

Quant més electronegatiu sigui X, i menys electronegatiu sigui E (electropositiu), llavors l'enllaç covalent resultant serà més polar. La manera convencional per a estimar aquesta polaritat és mitjançant la fórmula:

χ _X - χ _I

On χ és l'electronegativitat de cada àtom d'acord a l'escala de Pauling.

Si aquesta resta o sostracció té valors compresos entre 0,5 i 2, llavors serà un enllaç polar. Per tant, és possible comparar el grau de polaritat entre diversos enllaços EX. En cas que el valor obtingut sigui més alt que 2, es parla d'un enllaç iònic, E ⁺ X ^- i no I ^{δ +} -X ^δ-.

No obstant, la polaritat de l'enllaç EX no és absoluta, sinó que depèn dels entorns moleculars; és a dir, en una molècula -va, on E i X formen enllaços covalents amb altres àtoms, aquests últims influeixen directament en aquest grau de polaritat.

Elements químics que els originen

Si bé I i X poden tractar-se de qualsevol element, no tots originen enllaços covalents polars. Per exemple, si E és un metall altament electropositivo, com els alcalins (Li, Na, K, Rb i Cs), i X un halogen (F, Cl, Br i I), tendiran a formar compostos iònics (Na ⁺ Cl ^-) i no molècules (Na-Cl).

És per això que els enllaços covalents polars solen trobar-se entre dos elements no metàl·lics; i en menor grau, entre elements no metàl·lics i alguns metalls de transició. Veient el bloc p de la taula periòdica, es té moltes opcions per formar aquest tipus d'enllaços químics.

Caràcter polar i iònic

En les molècules grans no té molta importància pensar en què tan polar sigui un enllaç; aquestes són altament covalents, i crida més l'atenció la distribució de les seves càrregues elèctriques (on hi ha les regions riques o pobres d'electrons) de definir el grau de covalència dels seus enllaços interns.

Això no obstant, amb les molècules diatòmiques o petites, aquesta polaritat I ^{δ +} -X ^δ- és bastant relativa.

Això no és problema amb les molècules formades entre elements no metàl·lics; però quan participen metalls de transició o metal·loides, ja no es parla només d'un enllaç covalent polar, sinó d'un enllaç covalent amb cert caràcter iònic; i en el cas dels metalls de transició, d'un enllaç covalent de coordinació donada la naturalesa de la mateixa.

Exemples d'enllaç covalent polar

CO

L'enllaç covalent entre el carboni i oxigen és polar, a causa que el primer és menys electronegatiu (χ _C = 2,55) que el segon (χ _O = 3,44). Per tant, quan veiem els enllaços CO, C = O o CO ^-, sabrem que es tracten d'enllaços polars.

HX

Els halogenurs d'hidrogen, HX, són exemples ideals per a comprendre l'enllaç polar en les seves molècules diatòmiques. Tenint l'electronegativitat de l'hidrogen (χ _H = 2,2), podem estimar què tan polars són aquests halogenurs entre si:

-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

Cal notar que d'acord a aquests càlculs, l'enllaç HF és el més polar de tots. Ara, quin és el seu caràcter iònic expressat com a percentatge, és un altre tema. Aquest resultat no és d'estranyar pel fet que el fluor és l'element més electronegatiu de tots.

A l'descendir l'electronegativitat des del clor fins al iode, de la mateixa manera es tornen menys polars els enllaços H-Cl, H-Br i HI. L'enllaç HI ​​hauria de ser apolar, però en realitat és polar ia més molt "trencadís"; es trenca amb facilitat.

OH

L'enllaç polar OH potser sigui el més important de tots: gràcies a ell hi ha la vida, ja que col·labora amb el moment dipolar de l'aigua. Si estimem la diferència entre les electronegativitats de l'oxigen i hidrògens tindrem:

χ _O (3,44) - χ _H (2,2) = 1,24

No obstant això, la molècula d'aigua, H ₂ O, té dos d'aquests enllaços, HOH. Això, i la geometria angular de la molècula i la seva asimetria, la tornen un compost altament polar.

NH

L'enllaç NH és present en els grups aminos de les proteïnes. Repetint el mateix càlcul tenim:

χ _N (3,04) - χ _H (2,2) = 0,84

Això reflecteix que l'enllaç NH és menys polar que OH (1,24) i FH (1,78).

Fe-O

L'enllaç Fe-O és important perquè es troben els seus òxids en els minerals de ferro. Vegem si és més polar que HO:

χ _O (3,44) - χ _Fe (1,83) = 1,61

D'aquí se suposa, encertadament, que l'enllaç Fe-O és més polar que l'enllaç HO (1,24); o el que és igual a dir: Fe-O té més caràcter iònic que HO.

Aquests càlculs serveixen per figurar els graus de polaritat entre diversos enllaços; però no n'hi ha prou per dictaminar si un compost és iònic, covalent, o el seu caràcter iònic.

referències

1. Whitten, Davis, Peck & Stanley. (2008). Química. (8va ed.). Cengage Learning.
2. Shiver & Atkins. (2008). Química Inorgànica. (Quarta edició). Mc Graw Hill.
3. Laura Nappi. (2019). Polar and Nonpolar covalent Bonds: Definitions and Examples. Study. Recuperat de: study.com
4. Helmenstine, Anne Marie, Ph.D. (18 de setembre de al 2019). Polar Bond Definition and Examples (Polar covalent Bond). Recuperat de: thoughtco.com
5. Elsevier BV (2019). Polar covalent Bond. ScienceDirect. Recuperat de: sciencedirect.com
6. Wikipedia. (2019). Chemical Polarity. Recuperat de: en.wikipedia.org
7. Anonymous. (5 juny 2019). Properties of Polar covalent Bonds. Chemistry LibreTexts. Recuperat de: chem.libretexts.org