Il legame covalente polare

Il legame covalente implica la compartecipazione di elettroni tra gli atomi legati, tuttavia,quando gli atomi hanno diversa elettronegatività, il legame si presenta come covalente polare. Prima di affrontare il tema della polarità del legame chimico conviene dare un cenno all’elettronegatività degli atomi che è definita come la tendenza di un atomo ad attirare a sé elettroni di legame. Si riportano le elettronegatività degli elementi più rappresentativi secondo la scala di Pauling:

Elemento	Elettronegatività	Elemento	Elettronegatività
Fluoro F	4.0	Silicio  Si	1.8
Ossigeno O	3.5	Stagno  Sn	1.8
Azoto N	3.0	Zinco  Zn	1.6
Cloro Cl	3.0	Alluminio  Al	1.5
Bromo Br	2.8	Berillio  Be	1.5
Iodio I	2.5	Magnesio  Mg	1.2
Zolfo S	2.5	Litio  Li	1.0
Carbonio C	2.5	Calcio  Ca	1.0
Fosforo P	2.1	Bario  Ba	0.9
Idrogeno H	2.1	Sodio  Na	0.9
Arsenico As	2.0	Potassio  K	0.8
Boro B	2.0	Cesio  Cs	0.7

In conseguenza della diversa elettronegatività degli atomi contenuti in una molecola bi o poliatomica, uno o più legami covalenti possono essere più o meno polarizzati, intendendo per polarità di un legame covalente, una asimmetrica distribuzione della densità di carica elettrica associata ad ogni coppia di elettroni di legame. Per esempio, il legame covalente fra l’idrogeno e il fluoro nella molecola di acido fluoridrico HF è fortemente polarizzato, in quanto la densità della coppia di elettroni di legame è massima dalla parte del fluoro, la cui elettronegatività è nettamente maggiore di quella dell’atomo di idrogeno. Nella molecola HCl il legame covalente è ancora fortemente polarizzato, però meno di quello della molecola di HF in quanto la differenza di elettronegatività tra i due atomi è minore. La conseguenza della presenza di legami polarizzati in una molecola, è che essa è caratterizzata dal fatto che il centro delle cariche positive è localizzato dalla parte dell’atomo meno elettronegativo. In questo caso la molecola costituisce un dipolo permanente e pertanto essa possiede un momento dipolare. Indicando con δ^- la frazione di carica negativadegli elettroni di legame addensata in una parte della molecola e con δ⁺ l’uguale frazione di carica positiva addensata dall’altra parte della molecola il momento dipolare di un simile dipolo viene definito dal prodotto della carica elettrica δpositiva o negativa per la distanza r dei centri delle due cariche elettriche e cioè:

momento dipolare = δx r

nel caso della molecola HCl si può notare in figura:

Come la densità di carica elettrica si addensa sul cloro che è l’elemento più elettronegativo.
Se vengono posti all’interno di un campo elettrico ad esempio fra due piastre metalliche elettricamente cariche e con segno opposto i dipoli si orientano.
Sfruttando i valori delle elettronegatività degli atomi è possibile fare delle importanti previsioni:
a)     Quando la differenza di elettronegatività fra due atomi legati è uguale o maggiore a 1.7, il legame è prevalentemente ionico
b)     Quando la differenza di elettronegatività fra due atomi è minore di 1.7 il legame è prevalentemente polarizzato
c)     Quando la differenza di elettronegatività fra due atomi legati è uguale a zero il legame fra due atomi è covalente non polarizzato o, come si dice è omeopolare.
Nel caso delle molecole poliatomiche, è possibile prevedere in quale parte della molecola è localizzato il centro delle cariche positive e il centro delle cariche negative, prendendo separatamente in esame l’elettronegatività di tutti gli atomi in essa contenuti. Per esempio, nella molecola dell’ammoniaca NH₃ tutti e tre i legami N-H sono polarizzati, e con la frazione di carica negativa δ^- addensata sull’atomo di azoto. Pertanto la molecola ha un dipolo permanente in cui ciascun atomo di idrogeno ha una frazione di carica positiva δ⁺ e l’azoto una frazione di carica negativa pari a 3 δ^-. Rimane infine da sottolineare come alcune molecole come CH₄ e CO₂ , sebbene siano caratterizzate dalla presenza di legami covalenti polarizzati ( la differenza di elettronegatività fra C e H nella molecola CH₄ pari a 2.5 – 2.1 = 0.4 mentre la differenza di elettronegatività tra ossigeno e carbonio nella molecola di CO₂ è pari a 3.5 – 2.5 = 1) non posseggano momento dipolare. Questo fatto viene spiegato assegnando a queste molecole una forma geometrica dalla quale si rileva come, nel caso di CH₄ che presenta geometria tetraedrica con il carbonio posto al centro di un tetraedro regolare in cui i quattro vertici sono occupati da altrettanti atomi di idrogeno, la struttura è simmetrica per cui la risultante dei momenti dipolari è nulla il che implica che, pur in presenza di legami polari la molecola non presenta alcuna polarità. Parimenti, nel caso della molecola di CO₂ che presenta una struttura lineare O=C=O pur in presenza di un legame polare carbonio – ossigeno la risultante dei momenti dipolari è nulla.