Polaridade molecular e simetria
O metano (CH₄) e o amoníaco (NH₃) são gases à temperatura ambiente, mas o amoníaco liquefaz-se a −33 °C e o metano só a −161 °C. As duas moléculas têm tamanho semelhante e ligações com alguma polaridade. Porque é que se comportam de modo tão diferente? A resposta está na forma das moléculas.
Do dipolo da ligação ao dipolo da molécula
Numa ligação entre dois átomos de eletronegatividades diferentes, os eletrões ficam mais perto do átomo mais eletronegativo. Esse átomo fica com uma carga parcial negativa ($\delta^-$) e o outro com uma carga parcial positiva ($\delta^+$).
Esta separação de cargas representa-se por um vetor momento dipolar $\vec{\mu}$, que aponta do átomo menos eletronegativo para o mais eletronegativo. Quanto maior a diferença de eletronegatividade, maior o comprimento do vetor.
Repara que se somam vetores, e não apenas números: a direção e o sentido contam. Dois vetores iguais e com sentidos opostos anulam-se, tal como dois rapazes a puxar com a mesma força, cada um para seu lado, uma corda que não se move.
Tanto na molécula de dióxido de carbono como na molécula de água existem ligações polares, pois o oxigénio é mais eletronegativo do que o carbono e do que o hidrogénio.…
Tanto na molécula de dióxido de carbono como na molécula de água existem ligações polares, pois o oxigénio é mais eletronegativo do que o carbono e do que o hidrogénio. A figura mostra a geometria das duas moléculas.
- a) Representa no teu caderno, para cada molécula, os vetores momento dipolar de cada ligação, orientados do átomo menos eletronegativo para o mais eletronegativo.
- b) Indica, justificando com base na simetria da molécula, se o momento dipolar total da molécula de CO₂ é nulo ou diferente de zero.
- c) Indica, justificando, se a molécula de água é polar ou apolar.
- d) O dióxido de carbono é um gás à temperatura ambiente, enquanto a água é líquida. Relaciona esta diferença de comportamento com a polaridade das duas moléculas.
A geometria decide: moléculas simétricas e assimétricas
Ter ligações polares não chega para a molécula ser polar. É preciso olhar para a geometria (vê a página sobre geometria de moléculas simples) e somar os vetores.
CO₂ (linear). Cada ligação C=O é polar, mas as duas apontam para os oxigénios, em sentidos opostos e com o mesmo comprimento. A soma é nula: a molécula é apolar.
H₂O (angular). Os dois vetores O–H apontam para o oxigénio e fazem um ângulo de 104,5° entre si. Não se anulam: a resultante aponta para o oxigénio. A molécula é polar.
Outras moléculas seguem a mesma lógica:
| Molécula | Geometria | Soma dos vetores | Polaridade |
|---|---|---|---|
| CO₂ | linear | nula | apolar |
| BF₃ | trigonal plana | nula | apolar |
| CH₄ | tetraédrica | nula | apolar |
| H₂O | angular | não nula | polar |
| NH₃ | piramidal trigonal | não nula | polar |
O trifluoreto de boro, BF₃, e o amoníaco, NH₃, têm ligações polares: no BF₃ a diferença de eletronegatividade entre o flúor e o boro é 1,94 e, no NH₃, a diferença entre…
O trifluoreto de boro, BF₃, e o amoníaco, NH₃, têm ligações polares: no BF₃ a diferença de eletronegatividade entre o flúor e o boro é 1,94 e, no NH₃, a diferença entre o azoto e o hidrogénio é 0,84.
- a) Indica a geometria de cada uma das moléculas.
- b) Representa no teu caderno os vetores momento dipolar das ligações de cada molécula.
- c) Uma das duas moléculas é apolar e a outra é polar. Indica qual é qual, justificando com base na simetria das moléculas.
- d) Se a molécula de BF₃ fosse piramidal em vez de triangular plana, a tua resposta à alínea anterior alterar-se-ia? Justifica.
A polaridade e as interações entre moléculas
A polaridade determina a força com que as moléculas se atraem umas às outras. Uma molécula polar tem uma zona $\delta^+$ e outra $\delta^-$, e as moléculas atraem-se por interações dipolo permanente–dipolo permanente: a zona positiva de uma é atraída pela zona negativa de outra. Quando existe H ligado a F, O ou N, a atração é ainda mais forte (pontes de hidrogénio).
Numa molécula apolar não há dipolo permanente, e as moléculas atraem-se apenas por forças de dispersão de London que, em moléculas de tamanho semelhante, são em geral mais fracas.
Para passar de líquido a gás é preciso vencer estas atrações. Quanto mais fortes forem, maior é a energia necessária e mais alto é o ponto de ebulição.
De volta ao início: o metano e o amoníaco têm ligações polares, mas só o amoníaco tem uma molécula polar, devido à geometria. É essa polaridade que explica o seu ponto de ebulição muito mais alto.
O metano e o amoníaco são gases à temperatura ambiente, mas os seus pontos de ebulição, à pressão de $1\ \text{atm}$, são muito diferentes: | Substância | Fórmula |…
O metano e o amoníaco são gases à temperatura ambiente, mas os seus pontos de ebulição, à pressão de $1\ \text{atm}$, são muito diferentes:
| Substância | Fórmula | Ponto de ebulição |
|---|---|---|
| Metano | CH₄ | $-161,5\ ^\circ\text{C}$ |
| Amoníaco | NH₃ | $-33,3\ ^\circ\text{C}$ |
- a) Indica, justificando, qual das duas moléculas é polar.
- b) Explica como a polaridade de uma molécula influencia a intensidade das interações que se estabelecem entre as suas moléculas.
- c) Relaciona a grande diferença entre os pontos de ebulição das duas substâncias com a polaridade das respetivas moléculas.
- d) Prevê, justificando, se o metano é muito solúvel ou pouco solúvel em água.