Lo que debes hacer es mirar solo los dos átomos en un enlace dado. Calcule la diferencia entre sus valores de electronegatividad. Solo la diferencia absoluta es importante.
I. Covalente no polar: este tipo de enlace se produce cuando hay una distribución igual (entre los dos átomos) de los electrones en el enlace. Moléculas como Cl
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, H
2
y F
2
Son los ejemplos habituales.
Los libros de texto generalmente usan una diferencia máxima de 0.2 – 0.5 para indicar covalente no polar. Como los libros de texto varían, asegúrese de consultar con su maestro el valor que él / ella quiere.
Un ejemplo interesante de molécula es CS
2
. Esta molécula tiene enlaces no polares. A veces, un maestro solo usará la diatómica como ejemplos en la clase y luego la primavera CS
2
como una pregunta de prueba Dado que las electronegatividades de C y S son ambas 2.5, tiene un enlace no polar.
II Covalente polar: este tipo de enlace se produce cuando hay un intercambio desigual (entre los dos átomos) de los electrones en el enlace. Moléculas como el NH
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y H
2
O son los ejemplos habituales.
La regla típica es que los enlaces con una diferencia de electronegatividad menor que 1.6 se consideran polares. (Algunos libros de texto o sitios web usan 1.7.) Obviamente, existe un amplio rango de polaridad de enlace, con la diferencia en un enlace C-Cl de 0.5 – considerado apenas polar – a la diferencia de los enlaces HO en el agua de 1.4 y en HF La diferencia es 1.9. Este último ejemplo es tan polar como puede llegar a ser un enlace.
III. Iónico: este tipo de enlace se produce cuando hay una transferencia completa (entre los dos átomos) de los electrones en el enlace. Sustancias como NaCl y MgCl
2
Son los ejemplos habituales.
La regla es que cuando la diferencia de electronegatividad es mayor que 2.0, el enlace se considera iónico.
Entonces, revisemos las reglas:
1. Si la diferencia de electronegatividad (generalmente llamada ΔEN) es menor a 0.5, entonces el enlace es covalente no polar.
2. Si el ΔEN está entre 0.5 y 1.6, el enlace se considera covalente polar
3. Si el ΔEN es mayor que 2.0, entonces el enlace es iónico.
Eso, por supuesto, nos deja con un problema. ¿Qué pasa con la brecha entre 1.6 y 2.0? Entonces, la regla # 4 es:
4. Si el ΔEN está entre 1.6 y 2.0 y si hay un metal involucrado, entonces el enlace se considera iónico. Si solo están involucrados no metales, el enlace se considera covalente polar.
Aquí hay un ejemplo: bromuro de sodio (fórmula = NaBr; EN
N / A
= 0.9, EN
Br
= 2.8) tiene un ΔEN = 1.9. Fluoruro de hidrógeno (fórmula = HF; EN
H
= 2.1, EN
F
= 4.0) tiene el mismo ΔEN. Usamos la regla # 4 para decidir que NaBr tiene enlaces iónicos y que HF tiene un enlace covalente polar en cada molécula de HF.
Como es de esperar, NaBr y HF son sustancias muy diferentes. NaBr exhibe la clásica “estructura reticular” de sustancias iónicas, mientras que HF es un gas a temperatura ambiente.
Una advertencia: la regla # 4 puede no existir en su libro de texto. A menudo, se usa el valor 1.6 y el rango 1.6-2.0 se agrupa en la categoría iónica.
