Ligações polares e ligações apolares
Uma decorrência importante do estudo da eletronegatividade dos elementos é que, em função da diferença de eletronegatividade (Δ) entre os átomos envolvidos, podemos classificar as ligações covalentes em:
• Сℓ ― Сℓ
• ↓ - ↓
• 3,0 - 3,0 → Eletronegatividade: → Δ = 3,0 - 3,0 = 0
• H ― Te ― H
• ------- ↓ - ↓
• -------2,1 - 2,1 → Δ = 2,1 - 2,1 = 0
• H ― Сℓ
• ↓ - ↓
• 2,1 - 3,0 → Δ = 3,0 - 2,1 = 0,9
• ---- I ― F
• Na - Сℓ
• ↓ - ↓
• Ligações apolares: são as que apresentam diferença de eletronegatividade igual a zero (ou muito próxima de zero).
Exemplos:
• Сℓ ― Сℓ
• ↓ - ↓
• 3,0 - 3,0 → Eletronegatividade: → Δ = 3,0 - 3,0 = 0
• H ― Te ― H
• ------- ↓ - ↓
• -------2,1 - 2,1 → Δ = 2,1 - 2,1 = 0
• Ligações polares: são as que apresentam diferença de eletronegatividade diferente de zero.
Exemplos:
• H ― Сℓ
• ↓ - ↓
• 2,1 - 3,0 → Δ = 3,0 - 2,1 = 0,9
• ---- I ― F
• ----↓ - ↓
• ---2,5 - 4,0 → Δ = 4,0 - 2,5 = 1,5
• ---2,5 - 4,0 → Δ = 4,0 - 2,5 = 1,5
É preciso salientar o seguinte: quando a diferença de eletronegatividade ultrapassa o valor de 1,7 , a atração de um dos átomos pelo par eletrônico é tão grande que o átomo rompe a ligação covalente, tornando-a uma ligação iônica.
Por exemplo:
• Na - Сℓ
• ↓ - ↓
• 0,9 - 3,0 → Δ = 3,0 - 0,9 = 2,1 (Ligação iônica)
• K - F
• ↓ - ↓
• 0,8 - 4,0 → Δ = 4,0 - 0,8 = 3,2 (Ligação iônica)
• 0,8 - 4,0 → Δ = 4,0 - 0,8 = 3,2 (Ligação iônica)
Conseqüentemente, podemos afirmar que existe uma transição gradativa entre as ligações covalentes e as iônicas, à proporção que o valor Δ aumenta. Podemos construir a seguinte tabela:
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