Polaridade química

Na Galipedia, a Wikipedia en galego.
Un exemplo común de composto polar é a auga (H2O). Os electróns nos átomos de hidróxeno da auga son fortemente atraídos polo átomo de oxíxeno e están, en realidade, máis cerca do núcleo do oxíxeno que dos do hidróxeno. Por isto, a molécula de auga ten unha certa carga eléctrica negativa no centro (cor vermella) e unha certa carga positiva nos seus extremos (cor azul).

A polaridade química ou, simplemente, polaridade é unha característica que describe a distribución de cargas positivas e negativas nun dipolo. A polaridade dun enlace ou dunha molécula débese á diferencza de electronegatividade entre os elementos químicos que a compoñen, que induce á separación das cargas eléctricas no espazo. Se a maioría das cargas se distribúen asimetricamente o enlace, ou a molécula, será polar, mentres que se as caragas se distribúen simetricamente, serán es, é dicir, non polares.

A polaridade dunha molécula está intimamente relacionada con outras propiedades físicas, como a solubilidade, o punto de fusión, o punto de ebulición, as forzas intermoleculares (de van der Waals, pontes de hidróxeno) e propiedades químicas (como a reactividade).

Teoría[editar | editar a fonte]

Polaridade dun enlace[editar | editar a fonte]

Nun enlace, o doblete electrónico pode non ser compartido equitativamente entre os dous átomos: un dos dous pode ter unha forza de atracción da nube electrónica maior do que o outro. Chámase electronegatividade a esta capacidade dos átomos de atraeren a nube electrónica. Esta desigual distribución de carga eléctrica transforma daquela a parella de átomos nun dipolo. Ocorre como se houbera unha transferencia electrónica parcial do átomo menos electronegativo cara ao átomo máis electronegativo.

Polaridade.

Esta transferencia ficticia introduce o concepto de carga parcial: ao átomo máis electronegativo, que atrae o doblete electrónico, asígnaselle unha carga parcial negativa notada como –δe (ou δ), e ao outro unha carga parcial positiva, sinalada como e (ou δ+). Esta notación foi introducida en 1926 por Christopher Ingold e a súa esposa.[1]
A ligazón ou enlace covalente toma entón un carácter iónico parcial.

En función da diferenza de electronegatividade entre os átomos, o enlace interatómico varía entre dous extremos:

  • Cando a diferenza de electronegatividade é moi baixa,[2], ou mesmo cero, as cargas parciais son nulas (δe = 0) e o enlace é totalmente apolar: o doblete electrónico distribúese equitativamente entre os átomos.
  • Cando, pola contra, a diferenza de electronegatividade é moi grande,[3] as cargas parciais fanse formais (δe = 1), o enlace perde entón o seu carácter covalente para tender cara a un enlace iónico puro: os átomos non comparten o doblete, senón que se ionizan para tomar unha configuración de gas inerte, o menos electronegativo transfire un ou máis electróns ao máis electronegativo.

Entre estes dous extremos (diferenzas de electronegatividade entre 0,4 y 1,7 na escala de Pauling), o enlace denomínase covalente polar.

Polaridade dunha molécula[editar | editar a fonte]

Unha molécula é unha unión química constituída por un ou máis enlaces covalentes resultante da combinación dos orbitais atómicos dos átomos que a compoñen. Na molécula, en función da natureza e, polo tanto, da electronegatividade dos átomos que a compoñen, poden aparecer cargas parciais. A distribución de estas cargas no espazo dá o seu carácter polar ou non polar á molécula.

  • Se coinciden os baricentros das cargas positivas e das cargas negativas, a distribución da carga é simétrica na molécula, e se califica como apolar.
  • Porén, se os dous baricentros non coinciden, hai na molécula dous polos distintos de cargas opostas. A separación destes polos inducen un momento dipolar \overrightarrow{p}, na molécula, que é o produto da distancia entre os polos pola carga. Canto maior sexa o valor do momento dipolar, máis polar será a molécula.

Pero un enlace polar non require sempre unha molécula polar; para averiguar se unha molécula é polar hai que atender á cantidade de enlaces polares e á estrutura da molécula. Para iso é necesario determinar un parámetro físico chamado momento dipolar eléctrico do dipolo eléctrico. Defínese como unha magnitud vectorial con módulo igual ao produto da carga q pola distancia que as separa d, e cuxa dirección vai da carga negativa á positiva. A polaridade é a suma vectorial dos momentos dipolares dos enlaces, e vendo se a suma vectorial é nula ou non, veremos o seu carácter polar ou apolar.

Desta maneira unha molécula que só contén enlaces apolares é sempre apolar, xa que os momentos dipolares dos seus enlaces son nulos. En moléculas diatómicas son apolares as moléculas formadas por un só elemento ou elementos con diferenzas de electronegatividade moi reducidas.

Serán tambén apolares as moléculas simétricas polo mesmo motivo. A auga, por exemplo, é unha molécula fortemente polar, xa que os momentos dipolares dos enlaces dispostos en "V" súmanse ofrecendo unha densidade de carga negativa no oxíxeno e deixando aos átomos de hidróxenos case sen electróns.

Importancia da polaridade das moléculas[editar | editar a fonte]

A polaridade é unha característica moi importante, xa que pode axudarnos a recoñecer moléculas (por exemplo, a diferenciar o trans-1,2-dicloroetano, que é apolar e o cis-1,2-dicloroetano, que é fortemente polar). Tamén é importante en solucións, xa que un disolvente polar só disolve outras substancias polares, e un disolvente apolar só disolve substancias apolares ("o semellante disolve aao semellante", di o antigo aforismo). Aínda que a polaridade dun disolvente depende de moitos factores, pode definirse como a súa capacidade para solvatar e estabilizar cargas. Por último, a polaridade inflúe no estado de agregación das substancias, así como en termodinámica, xa que as moléculas polares ofrecen forzas intermoleculares (chamadas forzas de atracción dipolo-dipolo) ademais das forzas de dispersión ou forza de London.

Moléculas apolares[editar | editar a fonte]

As moléculas apolares son, como vimos, aquelas moléculas que se producen pola unión entre átomos que posúen igual electronegatividade (ou moi semellante), polo que as forzas coas que os átomos que conforman a molécula atraen aos electróns do enlace son iguais, producíndose así a anulación de ditas forzas. Un exemplo dunha molécula apolar é a molécula de oxíxeno (O2). Nesta molécula cada átomo de oxíxeno atrae aos electróns compartidos cara a sí mesmo coa mesma intensidade pero en dirección contraria, polo que se anulan as forzas de atracción e a molécula non se transforma nun dipolo.

Importancia biolóxica[editar | editar a fonte]

As moléculas anfipáticas son as moléculas que teñen rexións polares e rexións apolares, de maneira que unha parte da molécula (a polar) interacciona coa auga, e a outra (a apolar), non. Esta propiedade é fundamental nos sistemas biolóxicos, xa que é a base das bicapas lipídicas que forman a membrana plasmática das células. As principais moléculas anfipáticas das membranas celulares son os fosfolípidos que, nun medio acuoso, autoorganízanse en micelas ou bicapas.

Notas[editar | editar a fonte]

  1. Jensen, William B.: "The Origin of the Delta Symbol for Fractional Charges". J. Chem. Educ. 2009, 86, 545. Ligazón (en inglés)
  2. Polo xeral dase a cifra de 0,4 na escala de Pauling como límite.
  3. Normalmente de 1,7 na escala de Pauling.

Véxase tamén[editar | editar a fonte]

Bibliografía[editar | editar a fonte]

Outros artigos[editar | editar a fonte]