POLARIDADE (QUÍMICA): MOLÉCULAS POLARES E EXEMPLOS - QUÍMICA - 2025

A polaridade química é uma propriedade caracterizada pela presença de distribuição heterogênea marcada de densidades de elétrons em uma molécula. Em sua estrutura, portanto, existem regiões carregadas negativamente (δ-), e outras carregadas positivamente (δ +), gerando um momento de dipolo.

O momento dipolar (µ) de ligação é uma forma de expressão da polaridade de uma molécula. Geralmente é representado como um vetor cuja origem está na carga (+) e seu final está localizado na carga (-), embora alguns químicos o representem inversamente.

Mapa de potencial eletrostático da molécula de água. Fonte: Benjah-bmm27 via Wikipedia.

A imagem superior mostra o mapa de potencial eletrostático da água, H ₂ O. A região avermelhada (átomo de oxigênio) corresponde àquela de maior densidade de elétrons, podendo ser visto também que se destaca nas regiões azuis (átomos de hidrogênio)

Como a distribuição da dita densidade de elétrons é heterogênea, diz-se que existe um pólo positivo e outro negativo. É por isso que falamos sobre 'polaridade' química e momento de dipolo.

Momento dipolo

O momento de dipolo µ é definido pela seguinte equação:

µ = δ · d

Onde δ é a carga elétrica de cada pólo, positiva (+ δ) ou negativa (–δ), e d é a distância entre eles.

O momento dipolar é geralmente expresso em debye, representado pelo símbolo D. Um coulomb · metro é igual a 2,998 · 10 ²⁹ D.

O valor do momento de dipolo da ligação entre dois átomos diferentes é em relação à diferença de eletronegatividades dos átomos que formam a ligação.

Para uma molécula ser polar, não é suficiente ter ligações polares em sua estrutura, mas também deve ter uma geometria assimétrica; de tal forma que evita que os momentos de dipolo se cancelem vetorialmente.

Assimetria na molécula de água

A molécula de água tem duas ligações OH. A geometria da molécula é angular, ou seja, em forma de "V"; portanto, os momentos de dipolo das ligações não se anulam, mas a soma deles é produzida apontando para o átomo de oxigênio.

O mapa de potencial eletrostático para H ₂ O reflete isso.

Se a molécula angular HOH for observada, a seguinte questão pode surgir: ela é realmente assimétrica? Se um eixo imaginário for desenhado através do átomo de oxigênio, a molécula se dividirá em duas metades iguais: HOOH.

Mas, não é assim se o eixo imaginário é horizontal. Quando esse eixo agora dividir a molécula em duas metades, você terá o átomo de oxigênio de um lado e os dois átomos de hidrogênio do outro.

Por esse motivo, a aparente simetria de H ₂ O deixa de existir, sendo considerada uma molécula assimétrica.

Moléculas polares

As moléculas polares devem atender a uma série de características, como:

-A distribuição de cargas elétricas na estrutura molecular é assimétrica.

-Eles geralmente são solúveis em água. Isso ocorre porque as moléculas polares podem interagir por forças dipolo-dipolo, onde a água é caracterizada por ter um grande momento de dipolo.

Além disso, sua constante dielétrica é muito alta (78,5), o que permite manter as cargas elétricas separadas, aumentando sua solubilidade.

-Em geral, as moléculas polares têm altos pontos de ebulição e fusão.

Essas forças são constituídas pela interação dipolo-dipolo, pelas forças dispersivas de London e pela formação de ligações de hidrogênio.

- Devido à sua carga elétrica, as moléculas polares podem conduzir eletricidade.

Exemplos

SW

Dióxido de enxofre (SO ₂). O oxigênio tem uma eletronegatividade de 3,44, enquanto a eletronegatividade do enxofre é de 2,58. Portanto, o oxigênio é mais eletronegativo do que o enxofre. Existem duas ligações S = O, o O tendo uma carga δ- e o S tendo uma carga δ +.

Por ser uma molécula angular com S no vértice, os dois momentos dipolares estão orientados na mesma direção; e, portanto, eles se somam, tornando a molécula de SO ₂ polar.

CHCl

Clorofórmio (HCCl ₃). Existe uma ligação CH e três ligações C-Cl.

A eletronegatividade de C é 2,55, e a eletronegatividade de H é 2,2. Assim, o carbono é mais eletronegativo do que o hidrogênio; e, portanto, o momento dipolar será orientado de H (δ +) em direção a C (δ-): C ^δ- -H ^{δ +}.

No caso das ligações C-Cl, C tem uma eletronegatividade de 2,55, enquanto Cl tem uma eletronegatividade de 3,16. O vetor dipolo ou momento dipolo é orientado de C para Cl nas três ligações C ^{δ +} -Cl ^δ-.

Como há uma região pobre em elétrons ao redor do átomo de hidrogênio e uma região rica em elétrons formada por três átomos de cloro, o CHCl ₃ é considerado uma molécula polar.

HF

O fluoreto de hidrogênio tem apenas uma ligação HF. A eletronegatividade de H é 2,22 e a eletronegatividade de F é 3,98. Portanto, o flúor acaba com a maior densidade de elétrons, e a ligação entre os dois átomos é melhor descrita como: H ^{δ +} -F ^δ-.

NH

A amônia (NH ₃) possui três ligações NH. A eletronegatividade de N é 3,06 e a eletronegatividade de H é 2,22. Nas três ligações, a densidade do elétron é orientada para o nitrogênio, sendo ainda maior pela presença de um par de elétrons livres.

A molécula de NH ₃ é tetraédrica, com o átomo N ocupando o vértice. Os três momentos dipolares, correspondentes às ligações NH, são orientados na mesma direção. Neles, δ- está localizado no N, e δ + no H. Assim, as ligações são: N ^δ- -H ^{δ +}.

Esses momentos de dipolo, a assimetria da molécula e o par de elétrons livres no nitrogênio, tornam a amônia uma molécula altamente polar.

Macromoléculas com heteroátomos

Quando as moléculas são muito grandes, não é mais certo classificá-las como apolares ou polares. Isso ocorre porque pode haver partes de sua estrutura com características apolares (hidrofóbicas) e polares (hidrofílicas).

Esses tipos de compostos são conhecidos como anfifílicos ou anfipáticos. Como a parte apolar pode ser considerada pobre em elétrons em relação à parte polar, há uma polaridade presente na estrutura e os compostos anfifílicos são considerados compostos polares.

Pode-se geralmente esperar que uma macromolécula com heteroátomos tenha momentos de dipolo e, portanto, polaridade química.

Os heteroátomos são entendidos como aqueles que são diferentes daqueles que compõem o esqueleto da estrutura. Por exemplo, o esqueleto de carbono é biologicamente o mais importante de todos, e o átomo com o qual o carbono forma uma ligação (além do hidrogênio) é chamado de heteroátomo.

Referências

1. Whitten, Davis, Peck & Stanley. (2008). Química. (8ª ed.). CENGAGE Learning.
2. Prof. Krishnan. (2007). Compostos polares e não polares. St. Louis Community College. Recuperado de: users.stlcc.edu
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5. Wikipedia. (2019). Polaridade química. Recuperado de: en.wikipedia.org
6. Quimitube. (2012). Ligação covalente: polaridade da ligação e polaridade molecular. Recuperado de: quimitube.com