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Polaridad eléctrica en enlaces químicos

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Polaridad eléctrica en enlaces químicos

 

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Los electrones orbitan alrededor del núcleo de un átomo a velocidades altísimas en órbitas que dan forma a lo que se conoce como nube de electrones. Es por ello que en la vida real los átomos y las moléculas a las que componen tienen un mayor parecido a lo que se muestra en la imagen de arriba. En el caso del átomo de Hidrógeno, su único electrón orbita alrededor del núcleo a una velocidad aproximada de 2200 km/segundo (7.920.000 km/h)

Cuando se forman enlaces iónicos, la carga eléctrica de los iones (átomos que capturaron o cedieron 1 o más electrones) es muy alta, por lo que la fuerza de atracción entre los iones positivos y negativos es muy grande.

Cuando se forman enlaces covalentes polares, la nube de electrones se encuentra corrida hacia el lado del átomo más electronegativo. Esto significa que los electrones pasan más tiempo alrededor del núcleo del átomo más electronegativo. En los enlaces covalentes polares la diferencia de carga eléctrica entre el polo positivo y negativo no es tan grande como en los enlaces iónicos, por ende la fuerza de atracción también es inferior que en los enlaces iónicos. En lo que respecta a la polaridad eléctrica, los enlaces covalentes polares se encuentran en un punto intermedio entre los enlaces iónicos de alta polaridad eléctrica y los enlaces covalentes no polares.

Los polos positivo y negativo del enlace covalente polar se representan con: δ+ y δ- respectivamente. La letra griega delta (δ) significa carga parcial, un poco de carga o carga ligeramente (cualquiera de las tres formas de llamarla da igual, ya que se refieren a lo mismo). Entonces, δ+ significa carga parcial positiva, un poco de carga positiva o carga ligeramente positiva; mientras que δ- significa carga parcial negativa, un poco de carga negativa o carga ligeramente negativa.

En los enlaces covalentes no polares la nube de electrones está distribuida simétricamente o equitativamente entre los dos átomos. Esto significa que los electrones compartidos por ambos átomos no están corridos hacia ninguno de los dos núcleos, por lo que no se registra un desbalance en su carga eléctrica negativa. Por lo tanto, es un enlace eléctricamente neutro.

  • Cuando la diferencia de electronegatividad entre dos átomos es mayor o igual a 0 (cero) y menor a 0,4 se forma un enlace covalente no polar. Ejemplos: O2, Br2, Cl2.
     
  • Cuando la diferencia de electronegatividad entre dos átomos es mayor a 0,4 y menor a 1,5 se forma un enlace covalente polar. Ejemplos: H2O (agua), HCl (cloruro de hidrógeno), NH3 (amoníaco).
     
  • Por lo general, cuando la diferencia de electronegatividad entre dos átomos es mayor a 1,5 y menor a 2 se forma un enlace iónico. Esta es la zona de transición entre compuestos covalentes polares y compuestos iónicos. Ejemplo: LiI (yoduro de litio).
     
  • Cuando la diferencia de electronegatividad entre dos átomos es mayor a 2 se forma un enlace iónico. Ejemplos: NaCl (sal común).

Los enlaces covalentes que presentan polaridad eléctrica también son conocidos como dipolos eléctricos porque se forma un enlace con dos polos en el que un átomo actúa como polo negativo y el otro como polo positivo. Los dipolos se simbolizan con una flecha que señala hacia dónde se corren los electrones compartidos. La punta de la flecha indica hacia el polo negativo y su extremo posterior se cruza con una línea corta que forma un signo "+" para dar a entender al polo positivo.

El concepto de dipolo es muy importante, ya que su representación a través de flechas (vectores) es muy útil para conocer la polaridad eléctrica total de moléculas más complejas conformadas por dos o más enlaces covalentes.

Por ejemplo, la molécula de agua (H2O) está conformada por dos enlaces covalentes polares (H-O) que forman un ángulo de 104,45º entre sí. Es importante conocer hacia dónde apunta cada uno de estos dos dipolos para averiguar la polaridad neta de la molécula. Esto se logra realizando una suma de los vectores (las flechas de los dipolos). El resultado es una flecha más larga que apunta en un sentido diferente al de cada uno de los dos enlaces H-O, y coincide con la polaridad eléctrica de la molécula de agua. Por el contrario, en la molécula de dióxido de carbono (CO2) los dos enlaces covalentes polares (C-O) que la componen forman un ángulo de 180º entre sí, es decir son dos dipolos de igual magnitud, pero que apuntan en direcciones opuestas (hacia cada átomo de Oxígeno que actúa como polo negativo). Debido a esto, se anulan estas polaridades y dan como resultado neto una molécula no polar.
  
  
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Fuentes de información:

  • Bohr Model of the Atom. Sitio Web del Departamento de Química de la Universidad de Michigan (en inglés)
  • Chemical Ideas, Volumen4 (Capítulo 3.1: Chemical Bonding: Shells. páginas 37 y 38). Autor: George Burton. Publicado por: Heinemann Educational Publishers (año 2000) ISBN-10: 0-435631-209 (en inglés)
  • AS Chemistry for AQA (Module 1. Part 2: Bonding. "Polar Bonds", página 29) - Escrito por John Atkinson, Carol Hibbert - Publicado por Heinemann Educational Publishers (Año 2000). ISBN de 10 dígitos: 0-435581-34-1 (en inglés)
  • General, Organic, and Biological Chemistry. Fourth Edition (Capítulo 5.10: "Bond Polarity", página 115). Autor: H. Stephen Stoker. Publicado por Houghton Mifflin Company (año 2007). ISBN-13: 978-0-618-60606-1 (en inglés)
  • Chemical Ideas, Volumen4 (Capítulo 3.3: The shapes of molecules: Electron pair repulsions. páginas 44 a 46). Autor: George Burton. Publicado por: Heinemann Educational Publishers (año 2000) ISBN-10: 0-435631-209 (en inglés)
  • Soil and Water Chemistry: An Integrative Approach (Capítulo 5: "Soil water chemistry", 5.1: "Nature of water", página 183). Autor Michael E. Essington. Publicado por CRC Press (año 2004). ISBN: 0-8493-1258-2 (en inglés)
  • Nanomedicine: Science, Business, and Impact (2.3: "Molecules of life", página 38). Autor: Michael Hehenberger. Publicado por Pan Stanford Publising (año 2016). ISBN-13: 978-981-4613-77-4
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