Ligação covalente polar: características e exemplos - Ciência - 2023

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UMA ligação covalente polar É aquele formado entre dois elementos químicos cuja diferença de eletronegatividade é substancial, mas sem se aproximar de um caráter puramente iônico. É, portanto, uma forte interação intermediária entre as ligações covalentes apolares e as ligações iônicas.

Diz-se que é covalente porque, em teoria, há um compartilhamento igual de um par eletrônico entre os dois átomos ligados; ou seja, os dois elétrons são compartilhados igualmente. O átomo E · doa um elétron, enquanto · X contribui com o segundo elétron para formar a ligação covalente E: X ou E-X.

No entanto, como visto na imagem acima, os dois elétrons não estão localizados no centro de E e X, indicando que eles "circulam" com a mesma frequência entre os dois átomos; em vez disso, eles estão mais próximos de X do que de E. Isso significa que X atraiu o par de elétrons para si devido à sua maior eletronegatividade.

Como os elétrons da ligação estão mais próximos de X do que de E, em torno de X é criada uma região de alta densidade eletrônica, δ-; enquanto em E aparece uma região pobre em elétrons, δ +. Portanto, você tem uma polarização de cargas elétricas: uma ligação covalente polar.

Caracteristicas

Graus de polaridade

As ligações covalentes são muito abundantes na natureza. Eles estão presentes em praticamente todas as moléculas heterogêneas e compostos químicos; uma vez que, em última análise, é formado quando dois átomos diferentes E e X se ligam. No entanto, existem mais ligações covalentes polares do que outras e, para descobrir, é preciso recorrer às eletronegatividades.

Quanto mais eletronegativo X for e menos eletronegativo E (eletropositivo), a ligação covalente resultante será mais polar. A forma convencional de estimar essa polaridade é por meio da fórmula:

χ_X – χ_E

Onde χ é a eletronegatividade de cada átomo de acordo com a escala de Pauling.

Se essa subtração ou subtração tiver valores entre 0,5 e 2, então será uma ligação polar. Portanto, é possível comparar o grau de polaridade entre vários links E-X. Caso o valor obtido seja superior a 2, falamos de uma ligação iônica, E⁺X^– E não é^δ+-X^δ-.

No entanto, a polaridade da ligação E-X não é absoluta, mas depende do ambiente molecular; isto é, em uma molécula -E-X-, onde E e X formam ligações covalentes com outros átomos, este último influenciando diretamente o referido grau de polaridade.

Elementos químicos que os originam

Embora E e X possam ser qualquer elemento, nem todos eles causam ligações covalentes polares. Por exemplo, se E é um metal altamente eletropositivo, como metais alcalinos (Li, Na, K, Rb e Cs), e X é um halogênio (F, Cl, Br e I), eles tendem a formar compostos iônicos (Na⁺Cl^–) e não moléculas (Na-Cl).

É por isso que ligações covalentes polares são geralmente encontradas entre dois elementos não metálicos; e em menor grau, entre elementos não metálicos e alguns metais de transição. Assistindo o bloco p Na tabela periódica, você tem muitas opções para formar esses tipos de ligações químicas.

Caráter polar e iônico

Em moléculas grandes, não é muito importante pensar sobre o quão polar é uma ligação; Estes são altamente covalentes, e a distribuição de suas cargas elétricas (onde estão as regiões ricas ou pobres de elétrons) chama mais atenção do que definir o grau de covalência de suas ligações internas.

No entanto, com moléculas diatômicas ou pequenas, a polaridade E^δ+-X^δ- é bastante relativo.

Este não é um problema com moléculas formadas entre elementos não metálicos; Mas quando metais de transição ou metalóides participam, não falamos mais apenas de uma ligação covalente polar, mas de uma ligação covalente com um certo caráter iônico; e, no caso dos metais de transição, de uma ligação de coordenação covalente dada a sua natureza.

Exemplos de ligação covalente polar

CO

A ligação covalente entre carbono e oxigênio é polar, porque a primeira é menos eletronegativa (χ_C= 2,55) do que o segundo (χ_OU= 3,44). Então, quando olhamos para ligações C-O, C = O ou C-O^–, saberemos que são ligações polares.

H-X

Os halogenetos de hidrogênio, HX, são exemplos ideais para compreender a ligação polar em suas moléculas diatômicas. Ter a eletronegatividade do hidrogênio (χ_H= 2,2), podemos estimar o quão polares esses haletos são entre si:

-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

-HI (H-I), χ_Eu(2,66) – χ_H (2,2) = 0,46

Observe que, de acordo com esses cálculos, a ligação H-F é a mais polar de todas. Agora, qual é o seu caráter iônico expresso em porcentagem, é outra questão. Esse resultado não é surpreendente porque o flúor é o elemento mais eletronegativo de todos.

Conforme a eletronegatividade cai do cloro para o iodo, as ligações H-Cl, H-Br e H-I também se tornam menos polares. A ligação H-I deve ser apolar, mas na verdade é polar e também muito "frágil"; quebra facilmente.

O-H

A ligação polar O-H é talvez a mais importante de todas: graças a ela existe vida, pois colabora com o momento de dipolo da água. Se estimarmos a diferença entre as eletronegatividades do oxigênio e dos hidrogênios, teremos:

χ_OU(3,44) – χ_H (2,2) = 1,24

No entanto, a molécula de água, H₂Ou, você tem duas dessas ligações, H-O-H. Isso, junto com a geometria angular da molécula e sua assimetria, a tornam um composto altamente polar.

N-H

A ligação N-H está presente nos grupos amino das proteínas. Repetindo o mesmo cálculo, temos:

χ_N(3,04) – χ_H (2,2) = 0,84

Isso reflete que a ligação N-H é menos polar do que O-H (1.24) e F-H (1.78).

Feio

A ligação Fe-O é importante porque seus óxidos são encontrados em minerais de ferro. Vamos ver se é mais polar do que H-O:

χ_OU(3,44) – χ_Fé (1,83) = 1,61

Portanto, é corretamente assumido que a ligação Fe-O é mais polar do que a ligação H-O (1.24); ou o que é o mesmo que dizer: Fe-O tem um caráter iônico maior do que H-O.

Esses cálculos são usados para descobrir os graus de polaridade entre vários links; mas não são suficientes para determinar se um composto é iônico, covalente ou seu caráter iônico.

Referências

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Shiver & Atkins. (2008). Química Inorgânica. (Quarta edição). Mc Graw Hill.
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