Concepto de Polaridad y Electronegatividad; Escala de Pauling y Tipos de Enlace; Enlaces Covalentes Polares y No Polares; Notación de Polaridad y Momento Dipolar; Polaridad Molecular y sus Implicaciones

Polaridad de los Enlaces Químicos

Química

Polaridad de los Enlaces Químicos

Explorando la distribución electrónica y sus efectos en moléculas.

Índice

• Concepto de Polaridad y Electronegatividad

• Escala de Pauling y Tipos de Enlace

• Enlaces Covalentes Polares y No Polares

• Notación de Polaridad y Momento Dipolar

• Polaridad Molecular y sus Implicaciones

¿Qué es la Polaridad?

La polaridad molecular surge de la distribución asimétrica de la densidad electrónica en un enlace covalente. Esto ocurre cuando los átomos unidos poseen electronegatividades diferentes, como en el agua (H₂O), donde el oxígeno atrae más los electrones. Comprenderla es crucial para predecir propiedades físicas y reactividad química de las sustancias.

La polaridad del agua: H₂O, oxígeno y dos hidrógenos.

Electronegatividad: Concepto Clave

La electronegatividad es la capacidad intrínseca de un átomo en un enlace covalente para atraer electrones hacia sí mismo. Este concepto, introducido por Linus Pauling, es fundamental para predecir la polaridad de los enlaces. Por ejemplo, en el HCl, el cloro es más electronegativo que el hidrógeno, resultando en un enlace polar.

Na+ y Cl- se atraen: un ejemplo de enlace iónico.

Escala de Pauling y Tendencias

• Linus Pauling (1932) propuso escala de 0.7 (Fr) a 4.0 (F).

• Basada en energías de enlace, mide la atracción por electrones.

• Aumenta de izquierda a derecha en periodos (ej. Li a F).

• Aumenta de abajo hacia arriba en grupos (ej. Cs a F).

ΔEN y Tipo de Enlace

La ΔEN entre átomos enlazados clasifica el enlace: covalente puro (ΔEN ≈ 0, ej. H₂), covalente polar (ΔEN intermedio, ej. HCl con ΔEN=0.9), o iónico (ΔEN alto &gt; 1.7, ej. NaCl con ΔEN=2.23). Este criterio es fundamental para entender la polaridad.

Enlace covalente del silicio: átomos compartiendo electrones.

Enlaces Covalentes No Polares

Los enlaces covalentes no polares se forman cuando la diferencia de electronegatividad (ΔEN) entre los átomos enlazados es nula o muy pequeña (ΔEN &lt; 0.4). Esto resulta en una distribución simétrica de la densidad electrónica alrededor de ambos núcleos, sin polos de carga parcial. Ejemplos clásicos incluyen moléculas diatómicas homonucleares como el hidrógeno (H₂) y el cloro (Cl₂).

Hidrógeno: átomo no polar, enlaces covalentes simétricos.

Diphenyliodonium chloride: enlaces y ángulos estructurales.

Enlaces Covalentes Polares

Los enlaces covalentes polares se forman por una ΔEN significativa (0.4 ≤ ΔEN &lt; 1.7) entre átomos. Esto desplaza la densidad electrónica hacia el átomo más electronegativo, induciendo cargas parciales (δ+, δ-). Un ejemplo es el enlace H-Cl, donde el cloro atrae fuertemente los electrones compartidos.

Criterios de Clasificación

• No Polar: ΔEN &lt; 0.4. Ej: H₂ (ΔEN = 0).

• Polar: 0.4 ≤ ΔEN &lt; 1.7. Ej: HCl (ΔEN ≈ 0.9).

• Iónico: ΔEN ≥ 1.7. Ej: NaCl (ΔEN ≈ 2.2).

• Espectro continuo: Los enlaces no son discretos.

Notación Delta (δ+, δ-)

La notación delta (δ+, δ-) se utiliza para indicar la distribución desigual de la carga electrónica en un enlace covalente polar. δ- se asigna al átomo más electronegativo, que atrae los electrones con mayor fuerza, mientras que δ+ se asigna al átomo menos electronegativo. Por ejemplo, en el cloruro de hidrógeno (HCl), el cloro es δ- y el hidrógeno es δ+.

Polaridad de los Enlaces Químicos

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