Des de l'inici dels estudis respecte a les característiques de la matèria, els científics intuïen una força capaç d'establir vincles entre les diferents espècies. “Les partícules s'atreuen les unes a les altres mitjançant forces” va ser el que va dir Isaac Newton, i anys més tard, gràcies a la invenció de la famosa pica voltaica, Jöns Jakob Berzelius desenvoluparia una teoria respecte al procés de combinació química.
Gràcies a l'avenç de l'estudi executat per diversos científics, avui es té la certesa que els elements químics , igual que els éssers humans, interactuen entre si, i d'aquesta acció deriven noves estructures, fusions, compostos i una gran varietat de transformacions.
El resultat d'aquesta interacció depèn de les característiques individuals de cada àtom , cosa que limitarà el tipus d'unió produïda, l'estabilitat del compost i moltes de les propietats físiques i químiques. Perquè dins una molècula passi un enllaç covalent no polar , les espècies involucrades han de ser molt similars pel que fa a electronegativitats.
Condicions que determinen la formació d'enllaços
Encara que es pugui pensar que aquests processos de formació de compostos mitjançant la creació d'enllaços tenen lloc de manera espontània i en tots els escenaris possibles, la veritat és que la unió entre àtoms es dóna només quan les condicions circumdants del procés són propícies. Factors com ara la temperatura i la pressió limiten l'ocurrència de la reacció i també alteren el resultat o les característiques del compost format.
Un altre aspecte important és la concentració de les substàncies , la qual determina quina quantitat i quin tipus de component resultarà del procés de combinació. En moltes reaccions, una mínima variació en la proporció de reactius pot fer que es formin productes diferents o que la reacció simplement no avanci.
Les característiques individuals de les partícules , especialment la seva electronegativitat, el seu radi atòmic i la seva configuració electrònica, estableixen en quina quantitat i quines espècies es combinen; determinen igual el tipus d'enllaç que es desenvoluparà. Cal recordar que, segons l'escala proposada per Linus Pauling, el tipus d'enllaç format dependrà de la diferència d'electronegativitats entre les espècies:
- iònic: Diferència d'electronegativitat més gran o igual a 1,7. Això evidencia que aquest tipus denllaç és característic entre espècies amb electronegativitats molt diferents, per la qual cosa làtom més electronegatiu atrau amb força els electrons de valència, generant ions positius i negatius que es mantenen units per forces electrostàtiques.
- Covalent polar: diferència entre 1,7 i 0,5 aproximadament. Es forma usualment entre elements de alta electronegativitat (principalment no metalls) i passa que el compost format és el resultat d'un compartiment desigual dels electrons. Un dels àtoms atrau una mica més el núvol electrònic, originant un enllaç amb un cert caràcter de polaritat.
- Covalent no polar: Passa quan la diferència registrada és menor o igual a 0,4 – 0,5 (tot i que en molts casos és pràcticament igual a zero). En aquesta situació, els electrons es comparteixen de manera molt més equilibrada.
Aquests criteris de diferència d'electronegativitat permeten predir la polaritat de l'enllaç . En particular, els valors entre 0 i aproximadament 0,4 corresponen a enllaços covalents no polars , en els quals el núvol electrònic es distribueix de manera gairebé uniforme entre els dos àtoms enllaçats.
Què és un enllaç covalent no polar?
Un enllaç químic és la força que uneix dos àtoms. Es tracta d'interaccions entre ells que els confereixen més estabilitat energètica. En unir diversos àtoms mitjançant enllaços es formen molècules o xarxes cristal·lines, que són la base de tota la matèria coneguda.
Des d'un punt de vista estructural, un àtom està format per un nucli (protons i neutrons) i un núvol d' electrons que es mouen al voltant. Aquests electrons, especialment els de la capa de valència , són els que participen en els enllaços. Un àtom aïllat, en general, no és gaire estable, de manera que tendeix a interaccionar amb altres àtoms per assolir configuracions electròniques més estables, sovint semblants a les dels gasos nobles.
Com és ben sabut, el nucli dels àtoms és de caràcter positiu, per la qual cosa la tendència natural de dues espècies químiques seria la de repel·lir-se. Tot i això, és el núvol d'electrons que orbita al voltant del nucli el que fa possible la formació d'enllaços químics, ja que es pot compartir o transferir entre diferents àtoms.
Perquè passi un enllaç, les espècies químiques presents han de presentar una condició general: una ha de mostrar carència d'electrons a la seva última capa i l'altra ha de tenir disponibles electrons per compartir . Aquesta situació d‟atracció entre nuclis positius i núvol electrònic compartit fa possible que la força de repulsió entre nuclis sigui compensada per la força d‟atracció electró-nucli, estabilitzant el sistema.
Un enllaç covalent no polar , també anomenat enllaç covalent pur o apolar, és la unió de dos àtoms que comparteixen un o més parells d'electrons de manera pràcticament equitativa . És a dir, els electrons que formen l'enllaç passen aproximadament la mateixa quantitat de temps a prop d'un dels àtoms que de l'altre, sense que hi hagi una separació significativa de càrregues.
Aquest tipus denllaç es dóna entre dos àtoms iguals (del mateix element) o entre dos àtoms diferents, però que tenen electronegativitats molt similars . En termes de diferència d'electronegativitat, es considera que un enllaç covalent és no polar quan aquesta diferència se situa entre 0 i 0,4 – 0,5 . Per sota d'aquests valors, la distribució del núvol electrònic és prou simètrica perquè no hi hagi pols clarament definits.
Les molècules resultants d'aquest tipus d'unió no presenten càrrega neta i sovint són simètriques en la seva estructura, cosa que contribueix a fer que el moment dipolar global sigui nul. No és el tipus d'enllaç més abundant en tots els compostos, però sí que és fonamental, per exemple, en les molècules diatòmiques de molts gasos i en una gran quantitat de compostos orgànics.
Tipus d'enllaç covalent no polar segons els electrons compartits
En un enllaç covalent no polar, els àtoms poden compartir un, dos o tres parells delectrons. Depenent de quants parells es comparteixin, es distingeixen diversos tipus:
- Enllaç simple: es comparteix un sol parell electrons entre els dos àtoms. És el cas de l'enllaç HH a la molècula d'hidrogen (H2).
- Enllaç doble: es comparteixen dos parells electrons. Un exemple és l'enllaç C=C a la molècula d'etilè (C2H4), on els electrons compartits es distribueixen de forma gairebé homogènia entre ambdós carbonis.
- Enllaç triple: es comparteixen tres parells electrons. Un exemple típic és l'enllaç N≡N a la molècula de nitrogen (N2), que, malgrat la gran fortalesa, continua sent un enllaç covalent no polar per la igualtat d'electronegativitats.
En tots aquests casos, el que és determinant no és només el nombre de parells compartits, sinó la igualtat o semblança en l'electronegativitat dels àtoms participants, que és el que assegura l'absència de pols marcats.
Exemples denllaços covalents no polars
Hi ha nombrosos exemples d'enllaços covalents no polars, tant en molècules formades per àtoms iguals com en aquelles formades per àtoms diferents amb electronegativitats semblants. Alguns dels casos més representatius són els següents:
- Enllaços entre àtoms idèntics: quan es forma un enllaç entre dos àtoms del mateix element, la diferència d'electronegativitat és exactament zero. El núvol electrònic es comparteix igual entre tots dos. Exemples clàssics són l'hidrogen (H2), Nitrogen (N2), Oxigen (O2), Fluor (F2), brom (Br2) i altres molècules diatòmiques d'elements no metàl·lics.
- Molècula d'hidrogen (H2): dos àtoms d'hidrogen comparteixen el seu únic electró de valència per formar un enllaç covalent simple. Com que tots dos àtoms són iguals, la diferència d'electronegativitat és zero, per la qual cosa l'enllaç és clarament no polar.
- Molècula de fluor (F2): encara que el fluor és l'element més electronegatiu de la taula periòdica, quan un àtom de fluor s'enllaça amb un altre d'igual, cap no pot atraure amb més força el núvol electrònic que l'altre. L'electronegativitat és la mateixa i l'enllaç és covalent de no polar.
- Molècula d'ozó (O3): en aquesta molècula, l'àtom central d'oxigen està enllaçat a dos àtoms d'oxigen més mitjançant enllaços covalents. Els enllaços OO són, individualment, covalents no polars perquè es donen entre àtoms amb la mateixa electronegativitat, encara que la molècula completa presenta una estructura més complexa i certs efectes de ressonància.
- Molècula de nitrogen (N2): cada àtom de nitrogen comparteix els seus tres electrons de valència desapareguts amb l'altre, formant un enllaç triple. La diferència d‟electronegativitat és nul·la, de manera que l‟enllaç N≡N és covalent no polar i extremadament fort.
- Enllaços CH al metà (CH4): el metà és un cas interessant, ja que els seus enllaços CH es donen entre àtoms d'elements diferents. La diferència d'electronegativitat entre el carboni i l'hidrogen és propera a 0,4, valor que se situa al límit entre un enllaç no polar i un lleugerament polar. En molts contextos es considera un exemple denllaç covalent no polar o, almenys, de polaritat molt baixa. A més, la geometria tetraèdrica del metà fa que, encara que cada enllaç pogués tenir una lleugera polaritat, els moments dipolars s'anul·lin entre si i la molècula completa sigui apolar.
- Molècula d'etilè (C2H4): l'etilè presenta quatre enllaços CH i un enllaç doble C=C. Tant els enllaços CH (de polaritat molt reduïda) com l'enllaç C=C són covalents no polars a nivell de distribució de càrrega. La molècula total mostra una simetria que en reforça el caràcter apolar.
- Sulfur de carboni (CS2): aquest compost presenta un àtom de carboni enllaçat linealment a dos àtoms de sofre mitjançant enllaços dobles C=S. La diferència d'electronegativitat entre carboni i sofre no és gaire gran, per la qual cosa els enllaços tenen un caràcter poc polar. A més, la geometria lineal fa que els possibles moments dipolars s'anul·lin i donen lloc a una molècula globalment apolar.
En tots aquests exemples, o bé les electronegativitats són iguals, o bé la diferència es troba per sota dels 0,4 – 0,5 , cosa que garanteix una distribució gairebé uniforme del núvol electrònic compartit.
Característiques dels compostos que presenten enllaços covalents no polars
Els compostos formats principalment per enllaços covalents no polars presenten un conjunt de trets que els distingeixen dels compostos iònics o dels enllaços covalents fortament polars. Entre les seves característiques més importants hi ha les següents:
- Posseeixen baixos punts de fusió i ebullició en comparació dels compostos iònics o metàl·lics. Moltes substàncies d'aquest tipus es troben en estat gasós o líquid a temperatura ambient, com ara l'hidrogen (H2), el nitrogen (N2) o el brom (Br2).
- No condueixen bé la calor, ja que no tenen electrons lliures o ions mòbils que puguin transportar energia tèrmica de manera eficient a través de l'estructura.
- Són insolubles en aigua a diverses temperatures, o presenten una solubilitat molt baixa. Com a regla general, els compostos apolars tendeixen a dissoldre's millor en dissolvents també apolars (com certs hidrocarburs), mentre que l'aigua és un dissolvent fortament polar.
- Són mals conductors de l'electricitat, ja que les seves molècules són de càrrega elèctrica neutra i no es dissocien en ions al dissoldre's. Com que no hi ha portadors de càrrega mòbil, el corrent elèctric no es transmet amb facilitat.
- Les molècules solen ser simètriques respecte a un plànol o eix de referència, la qual cosa contribueix a fer que la suma vectorial dels possibles moments dipolars dels enllaços sigui nul·la. Aquesta simetria és clau perquè el compost es comporti com una substància apol·lar en conjunt.
- presenten energies d'enllaç relativament baixes en comparació amb alguns enllaços iònics o amb les xarxes covalents extenses (com el diamant). Això vol dir que, en general, es requereix menys energia per trencar un enllaç covalent no polar individual que per trencar un enllaç iònic fort.
- Poden formar sòlids, líquids o gasos a temperatura ambient, depenent de la intensitat de les forces intermoleculars (forces de dispersió de London, dipol induït, etc.) i de la mida de les molècules. Per exemple, el nitrogen (N2) és gas, el brom (Br2) és líquid i compostos orgànics com el naftalè (C10H8) són sòlids moleculars.
En conjunt, aquestes propietats expliquen perquè molts compostos amb enllaços covalents no polars s'utilitzen com a dissolvents orgànics , combustibles o materials aïllants, tant elèctrics com tèrmics.
Procediment per a identificar el tipus d'enllaç en una molècula
Si vols identificar amb més precisió si el tipus d'enllaç en una molècula és de tipus covalent no polar , pots seguir un procediment senzill basat en l'electronegativitat dels elements:
- Primer identifica quins elements conformen la molècula i la seva naturalesa: si són metalls, solen ubicar-se al costat esquerre i al centre de la taula periòdica; si són no metalls, es troben al costat dret (incloent l'hidrogen en molts esquemes d'estudi).
- Abans de fer el càlcul, ja en pots tenir una noció del resultat: per definició, si estàs en presència de dos elements no metàl·lics, es formarà un enllaç covalent. El dubte quedarà en si serà polar o no polar.
- Ubica les electronegativitats de cada element a la taula periòdica (normalment s'utilitzen valors de l'escala de Pauling). Anota el valor corresponent a cada àtom que participa a l'enllaç.
- realitza una resta simple entre els valors d'electronegativitat (generalment, valor més gran menys valor més baix). El resultat et donarà la diferència d'electronegativitat entre tots dos àtoms.
- Compara el valor obtingut amb els intervals de referència: si la diferència és major o igual a 1,7, l'enllaç serà predominantment iònic; si està entre 0,5 i 1,7, es considera covalent polar; i si és menor o igual a 0,4 – 0,5, Es tracta d'un enllaç covalent no polar o de polaritat molt baixa.
A més d'aquesta anàlisi quantitativa, és important considerar la geometria de la molècula . Una molècula pot contenir diversos enllaços polars i, tanmateix, ser apolar globalment si la disposició espacial dels enllaços fa que els moments dipolars s'anul·lin. Un exemple típic és el diòxid de carboni (CO 2 ), en què els enllaços C=O són polars, però la geometria lineal fa que el moment dipolar total sigui zero.
Comprendre la polaritat de lenllaç i la polaritat molecular és clau en química per predir propietats com la solubilitat, els punts de fusió i ebullició, la reactivitat i el comportament de les substàncies en diferents mitjans.
L'estudi detallat dels enllaços covalents no polars permet entendre perquè tantes substàncies quotidianes (gasos atmosfèrics, combustibles, plàstics i altres molècules orgàniques) presenten comportaments físics molt diferents al de les sals iòniques o els metalls, tot i estar formades per uns quants tipus d'àtoms que es combinen de formes diverses.