Polaridade em ligações e moléculas: eletronegatividade e momento dipolar

Eletronegatividade: quem “puxa” mais os elétrons

Eletronegatividade é a tendência de um átomo atrair para si os elétrons compartilhados em uma ligação. Em uma ligação covalente, os elétrons não ficam necessariamente “no meio”: se um dos átomos for mais eletronegativo, a nuvem eletrônica fica mais concentrada perto dele.

Na prática, a eletronegatividade ajuda a prever polaridade de ligações e, depois, a polaridade de moléculas.

Diferença de eletronegatividade e ligação polar

Quando dois átomos têm eletronegatividades diferentes, ocorre uma distribuição desigual de carga na ligação:

• O átomo mais eletronegativo fica com carga parcial negativa (δ−).
• O átomo menos eletronegativo fica com carga parcial positiva (δ+).

Isso caracteriza uma ligação covalente polar. Se as eletronegatividades forem iguais (ou muito próximas), a ligação tende a ser apolar.

Exemplos rápidos (ligações):

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• H–Cl: Cl é mais eletronegativo → Hδ+—Clδ− (ligação polar).
• O–H: O é mais eletronegativo → Hδ+—Oδ− (ligação polar).
• Cl–Cl ou O–O: mesma eletronegatividade → ligação apolar.

Momento dipolar: representando a separação de cargas

A separação de cargas em uma ligação polar é representada por um dipolo. O momento dipolar (geralmente indicado por μ) é uma grandeza vetorial: tem módulo e direção.

Como desenhar setas de dipolo e sinais δ+ / δ−

Há duas formas comuns e equivalentes de representar:

• Com δ+ e δ−: escreva δ+ no átomo menos eletronegativo e δ− no mais eletronegativo.
• Com seta de dipolo: desenhe uma seta apontando para o átomo mais eletronegativo (o lado δ−). Em muitas convenções, a base da seta tem um “+” ou uma cruz indicando o lado positivo.

Exemplo (H–Cl):

Hδ+ — Clδ−     (seta: H → Cl)

Exemplo (C=O): o oxigênio é mais eletronegativo:

Cδ+ = Oδ−      (seta: C → O)

Passo a passo prático: polaridade de uma ligação

1. Identifique os dois átomos ligados.
2. Compare eletronegatividades (tabela periódica ou valores fornecidos).
3. Marque δ− no mais eletronegativo e δ+ no menos eletronegativo.
4. Desenhe a seta do dipolo apontando para o δ−.

Polaridade molecular: soma vetorial dos dipolos

Uma molécula pode ter várias ligações polares. A polaridade molecular depende da soma vetorial (soma considerando direção) de todos os dipolos das ligações.

• Se os dipolos se cancelam por simetria, a molécula é apolar (momento dipolar resultante ≈ 0).
• Se os dipolos não se cancelam, a molécula é polar (momento dipolar resultante ≠ 0).

O papel da simetria

Moléculas com geometria muito simétrica tendem a ser apolares, mesmo tendo ligações polares, porque os vetores se anulam. Já moléculas com geometria assimétrica tendem a ser polares.

Passo a passo prático: decidir se a molécula é polar ou apolar

1. Desenhe a estrutura (conectividade e geometria molecular conhecida/fornecida).
2. Identifique ligações polares (onde há diferença de eletronegatividade relevante).
3. Desenhe os vetores dipolo em cada ligação (apontando para o átomo mais eletronegativo).
4. Some os vetores: verifique se há cancelamento por simetria.
5. Conclua: resultante zero → apolar; resultante não zero → polar.

Exemplos essenciais (CO2, H2O, CH4, NH3)

CO2: apolar por cancelamento

No dióxido de carbono, cada ligação C=O é polar (O puxa mais elétrons). Porém, a molécula é linear e simétrica: os dois dipolos têm mesma intensidade e sentidos opostos, cancelando.

Oδ− ← Cδ+ → Oδ−   (resultante = 0)  → molécula apolar

H2O: polar por geometria angular

Em água, as ligações O–H são polares (O é mais eletronegativo). A geometria é angular, então os dipolos não ficam em linha oposta para cancelar: sobra uma resultante apontando aproximadamente para o oxigênio.

Hδ+ → Oδ− ← Hδ+   (vetores não se anulam) → molécula polar

CH4: apolar por simetria tetraédrica

As ligações C–H têm polaridade pequena (diferença de eletronegatividade menor do que em O–H, por exemplo). Além disso, a geometria é tetraédrica e altamente simétrica: os dipolos se cancelam no conjunto.

dipolos distribuídos simetricamente → resultante ≈ 0 → molécula apolar

NH3: polar por assimetria (piramidal)

Na amônia, as ligações N–H são polares (N é mais eletronegativo). A geometria é piramidal, então os dipolos não se cancelam totalmente: há uma resultante apontando para o nitrogênio.

Hδ+ → Nδ− (em 3 ligações) + geometria não plana → resultante ≠ 0 → molécula polar

Atividades de classificação (polar/apolar) com justificativa

Atividade 1 — Classifique as ligações como polares ou apolares

Para cada ligação, indique δ+/δ− e a direção do dipolo.

• H–F
• C–O
• N–N
• S–H
• Cl–Br

Dica de justificativa: compare eletronegatividades; se forem iguais → apolar; se diferentes → polar, com δ− no mais eletronegativo.

Atividade 2 — Classifique as moléculas como polares ou apolares

Explique com base em: (1) ligações polares? (2) geometria/simetria? (3) cancelamento dos vetores?

Atividade 3 — Conecte polaridade com solubilidade e forças intermoleculares

A polaridade influencia diretamente:

• Solubilidade: substâncias polares tendem a dissolver melhor em solventes polares; apolares em solventes apolares (“semelhante dissolve semelhante”).
• Forças intermoleculares: moléculas polares apresentam interações dipolo-dipolo (além de dispersão). Moléculas apolares interagem principalmente por forças de dispersão.

Tarefa: para cada par, preveja se a solubilidade é alta ou baixa e justifique pela polaridade.

• H2O (solvente polar) + CO2 (soluto): alta ou baixa? Justifique pela polaridade molecular do CO2.
• H2O + NH3: alta ou baixa? Relacione com dipolo resultante.
• Hexano (solvente apolar) + CH4: alta ou baixa? Relacione com apolaridade.
• Hexano + CH3Cl: alta ou baixa? Discuta o efeito de uma molécula moderadamente polar em solvente apolar.

Extensão (forças intermoleculares): ordene CO2, H2O, CH4, NH3 do que você espera ter maior para menor intensidade de interações intermoleculares, justificando com (1) polaridade e (2) tipo de interação predominante.