LEGAME COVALENTE POLARE: CARATTERISTICHE ED ESEMPI - CHIMICA - 2026

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 i legami covalenti apolari e i legami ionici.

Si dice che sia covalente perché in teoria c'è una condivisione uguale di una coppia elettronica tra i due atomi legati; cioè, i due elettroni sono condivisi equamente. L'atomo E · dona un elettrone, mentre · X contribuisce al secondo elettrone per formare il legame covalente E: X o EX.

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

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

Poiché gli elettroni del legame sono più vicini a X che a E, intorno a X si crea una regione di alta densità elettronica, δ-; mentre in E appare una regione povera di elettroni, δ +. Pertanto, hai una polarizzazione delle cariche elettriche: un legame covalente polare.

caratteristiche

Gradi di polarità

I legami covalenti sono molto abbondanti in natura. Sono presenti praticamente in tutte le molecole e i composti chimici eterogenei; poiché, in definitiva, si forma quando due diversi atomi E e X si legano. Tuttavia, esistono legami covalenti più polari di altri e per scoprirlo bisogna ricorrere alle elettronegatività.

Più X è elettronegativo e meno E è elettronegativo (elettropositivo), il legame covalente risultante sarà più polare. Il modo convenzionale per stimare questa polarità è attraverso la formula:

χ _X - χ _E

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

Se questa sottrazione o sottrazione ha valori compresi tra 0,5 e 2, allora sarà un legame polare. Pertanto, è possibile confrontare il grado di polarità tra diversi collegamenti EX. Nel caso in cui il valore ottenuto sia maggiore di 2 si parla di legame ionico, E ⁺ X ^- e non E ^{δ +} -X ^δ- .

Tuttavia, la polarità del legame EX non è assoluta, ma dipende dall'ambiente molecolare; cioè in una molecola -EX-, dove E ed X formano legami covalenti con altri atomi, questi ultimi influenzano direttamente detto grado di polarità.

Elementi chimici che li originano

Sebbene E e X possano essere qualsiasi elemento, non tutti causano legami covalenti polari. Ad esempio, se E è un metallo altamente elettropositivo, come quelli alcalini (Li, Na, K, Rb e Cs), e X un alogeno (F, Cl, Br e I), tenderanno a formare composti ionici (Na ⁺ Cl ^- ) e non molecole (Na-Cl).

Questo è il motivo per cui i legami covalenti polari si trovano solitamente tra due elementi non metallici; e in misura minore, tra elementi non metallici e alcuni metalli di transizione. Guardando il blocco p della tavola periodica, hai molte opzioni per formare questi tipi di legami chimici.

Carattere polare e ionico

Nelle grandi molecole non è molto 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) attira più attenzione che definire il grado di covalenza dei loro legami interni.

Tuttavia, con molecole biatomiche o piccole, detta polarità E ^{δ +} -X ^δ- è abbastanza relativa.

Questo non è un problema con le molecole formate tra elementi non metallici; Ma quando partecipano metalli di transizione o metalloidi, non parliamo 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 legame di coordinazione covalente data la sua natura.

Esempi di legame covalente polare

CO

Il legame covalente tra carbonio e ossigeno è polare, perché il primo è meno elettronegativo (χ _C = 2,55) del secondo (χ _O = 3,44). Pertanto, quando si guarda a CO, C = O, o CO ^- obbligazioni, sapremo che sono obbligazioni polari.

HX

Gli alogenuri di idrogeno, HX, sono esempi ideali per comprendere il legame polare nelle molecole biatomiche. Prendendo l'elettronegatività dell'idrogeno (χ _H = 2.2), possiamo stimare quanto siano polari questi alogenuri tra loro:

-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

Si noti che secondo questi calcoli, il legame HF è il più polare di tutti. Ora, qual è il suo carattere ionico espresso in percentuale, è un'altra questione. Questo risultato non è sorprendente poiché il fluoro è l'elemento più elettronegativo di tutti.

Quando l'elettronegatività scende dal cloro allo iodio, anche i legami H-Cl, H-Br e HI diventano meno polari. Il legame HI dovrebbe essere non polare, ma in realtà è polare e anche molto "fragile"; si rompe facilmente.

Oh

Il legame polare OH è forse il più importante di tutti: grazie ad esso esiste la vita, in quanto collabora con il momento di dipolo dell'acqua. Se stimiamo la differenza tra le elettronegatività dell'ossigeno e degli idrogeni avremo:

χ _O (3,44) - χ _H (2,2) = 1,24

Tuttavia, la molecola d'acqua, H ₂ O, ha due di questi legami, HOH. Questo, e la geometria angolare della molecola e la sua asimmetria, ne fanno un composto altamente polare.

NH

Il legame NH è presente nei gruppi amminici delle proteine. Ripetendo lo stesso calcolo abbiamo:

χ _N (3,04) - χ _H (2,2) = 0,84

Ciò riflette che il legame NH è meno polare di OH (1,24) e FH (1,78).

Brutta

Il legame Fe-O è importante perché i suoi ossidi si trovano nei minerali di ferro. Vediamo se è più polare di HO:

χ _O (3,44) - χ _Fe (1,83) = 1,61

Quindi si presume giustamente che il legame Fe-O sia più polare del legame HO (1.24); o che cosa è come dire: Fe-O ha un carattere ionico superiore a HO.

Questi calcoli vengono utilizzati per calcolare i gradi di polarità tra i vari collegamenti; ma non sono sufficienti per determinare se un composto è ionico, covalente o il suo carattere ionico.

Riferimenti

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