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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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Molecular Shape Polarity Covalent Bond Electronegative Atom Partial Charge Polar Bonds Bond Dipole Moment Electronegativity Difference Diatomic Molecules Dipole Moments Electrostatic Potential Maps Electron Density Regions Polyatomic Compounds Water Molecule Carbon Dioxide Molecule Nonpolar Molecule Carbonyl Sulfide Molecules Carbon-oxygen Bond Carbon-sulfur Bond

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