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10.4: Forma e Polaridade Moleculares
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Chemistry

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Molecular Shape and Polarity
 
TRANSCRIÇÃO

10.4: Forma e Polaridade Moleculares

Momento Dipolar de uma Molécula

As ligações covalentes polares ligam dois átomos com diferentes eletronegatividades, deixando um átomo com uma carga positiva parcial (δ+) e o outro átomo com uma carga negativa parcial (δ), à medida que os eletrões são puxados para o átomo mais eletronegativo. Esta separação de carga dá origem a um momento dipolar de ligação. A magnitude de um momento dipolar de ligação é representada pela letra grega mu (µ) e é dada pela fórmula aqui apresentada, onde Q é a magnitude das cargas parciais (determinada pela diferença de eletronegatividade) e r é a distância entre as cargas: μ = Qr.

Este momento de ligação pode ser representado como um vector, uma quantidade que tem direção e magnitude. Os vectores dipolares são mostrados como setas que apontam ao longo da ligação do átomo menos eletronegativo em direção ao átomo mais eletronegativo. Um pequeno sinal de mais é desenhado na extremidade menos eletronegativa para indicar a extremidade parcialmente positiva da ligação. O comprimento da seta é proporcional à magnitude da diferença da eletronegatividade entre os dois átomos.

Factores que Determinam a Polaridade de uma Molécula

Uma molécula inteira pode também ter uma separação de carga, dependendo da sua estrutura molecular e da polaridade de cada ligação. Se tal separação de carga existir, diz-se que a molécula é uma molécula polar; caso contrário, diz-se que a molécula é não polar. O momento dipolar mede a extensão da separação de carga líquida na molécula como um todo. Determinamos o momento dipolar adicionando os momentos de ligação no espaço tridimensional, levando em conta a estrutura molecular.

Para moléculas diatómicas, há apenas uma ligação, de modo que o seu momento dipolar de ligação determina a polaridade molecular. Moléculas diatómicas homonucleares, como Br2 e N2, não têm diferença na eletronegatividade, portanto o seu momento dipolar é zero. Para moléculas heteronucleares como CO, há um pequeno momento dipolar. Para a HF, há um maior momento dipolar porque há uma maior diferença na eletronegatividade.

Quando uma molécula contém mais de uma ligação, a geometria deve ser tida em conta. Se as ligações em uma molécula estiverem arranjadas de tal forma que os seus momentos de ligação se cancelam (soma de vector igual a zero), então a molécula é não polar. Esta é a situação do CO2. Cada ligação é polar, mas a molécula como um todo é não polar. A partir da estrutura de Lewis, e usando a teoria da VSEPR, determinamos que a molécula de CO2 é linear com ligações C polares em lados opostos do átomo de carbono. Os momentos de ligação cancelam-se porque estão apontados em direções opostas. No caso da molécula de água, a estrutura de Lewis mostra novamente que existem duas ligações para um átomo central, e a diferença da eletronegatividade mostra novamente que cada ligação tem um momento de ligação diferente de zero. Neste caso, no entanto, a estrutura molecular está dobrada por causa dos pares solitários em O, e os dois momentos de ligação não se cancelam. Portanto, a água tem um momento dipolar líquido e é uma molécula polar (dipolar).

Em uma molécula de OCS, a estrutura é semelhante ao CO2, mas um átomo de enxofre  substitui um dos átomos de oxigénio. 

A ligação C-O é consideravelmente polar. Embora C e S tenham valores de eletronegatividade muito semelhantes, S é ligeiramente mais eletronegativo do que C, pelo que a ligação C-S é apenas ligeiramente polar. Como o oxigénio é mais eletronegativo do que o enxofre, o oxigénio terminal da molécula é o terminal negativo.

O clorometano, CH3Cl, é uma molécula tetraédrica com três ligações C-H ligeiramente polares e uma ligação C-Cl mais polar. As eletronegatividades relativas dos átomos ligados são H < C < Cl, pelo que os momentos de ligação apontam para a extremidade Cl da molécula e a soma produz um momento dipolar considerável (as moléculas são relativamente polares).

Para moléculas com alta simetria como BF3 (trigonal plana), CH4 (tetraédrica), PF5 (trigonal bipiramidal) e SF6 (octaédrica), todas as ligações são de polaridade idêntica (mesmo momento de ligação), e estão orientadas em geometrias que produzem moléculas não polares (o momento dipolar é zero). No entanto, moléculas com simetria menos geométrica podem ser polares mesmo quando todos os momentos de ligação são idênticos. Para essas moléculas, as direções dos momentos de ligação iguais são tais que a soma dá um momento dipolar diferente de zero e uma molécula polar. Exemplos dessas moléculas incluem sulfato de hifrogénio, H2S (não linear), e amoníaco, NH3 (trigonal piramidal)

Resumindo, para ser polar, uma molécula deve:

  1. Conter pelo menos uma ligação covalente polar.
  2. Ter uma estrutura molecular tal que a soma dos vectores de cada momento dipolar de ligação não seja cancelada.

Este texto foi adaptado de Openstax, Chemistry 2e, Section 7.6 Molecular Structure and Polarity.

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