Polaridad química - Chemical polarity

Una molécula de agua , un ejemplo de polaridad comúnmente utilizado. Hay dos cargas con una carga negativa en el medio (tono rojo) y una carga positiva en los extremos (tono azul).

En química , la polaridad es una separación de carga eléctrica que conduce a que una molécula o sus grupos químicos tengan un momento dipolar eléctrico , con un extremo cargado negativamente y un extremo cargado positivamente.

Las moléculas polares deben contener enlaces polares debido a una diferencia de electronegatividad entre los átomos enlazados. Una molécula polar con dos o más enlaces polares debe tener una geometría asimétrica en al menos una dirección, de modo que los dipolos de enlace no se cancelen entre sí.

Las moléculas polares interactúan a través de fuerzas intermoleculares dipolo-dipolo y enlaces de hidrógeno . La polaridad subyace a una serie de propiedades físicas que incluyen tensión superficial , solubilidad y puntos de fusión y ebullición.

Polaridad de enlaces

En una molécula de fluoruro de hidrógeno (HF), el átomo más electronegativo ( flúor ) se muestra en amarillo. Debido a que los electrones pasan más tiempo por el átomo de flúor en el enlace H-F, el rojo representa regiones parcialmente cargadas negativamente, mientras que el azul representa regiones parcialmente cargadas positivamente.

No todos los átomos atraen electrones con la misma fuerza. La cantidad de "atracción" que ejerce un átomo sobre sus electrones se denomina electronegatividad . Los átomos con electronegatividades altas, como el flúor , el oxígeno y el nitrógeno  , ejercen una mayor atracción sobre los electrones que los átomos con electronegatividades más bajas, como los metales alcalinos y los metales alcalinotérreos . En un enlace, esto conduce a un reparto desigual de electrones entre los átomos, ya que los electrones se acercarán al átomo con mayor electronegatividad.

Debido a que los electrones tienen una carga negativa, la distribución desigual de electrones dentro de un enlace conduce a la formación de un dipolo eléctrico : una separación de carga eléctrica positiva y negativa. Debido a que la cantidad de carga separada en tales dipolos suele ser menor que una carga fundamental , se denominan cargas parciales , denotadas como δ + ( delta más) y δ− (delta menos). Estos símbolos fueron introducidos por Sir Christopher Ingold y la Dra. Edith Hilda (Usherwood) Ingold en 1926. El momento dipolar de enlace se calcula multiplicando la cantidad de carga separada y la distancia entre las cargas.

Estos dipolos dentro de moléculas pueden interactuar con dipolos en otras moléculas, creando fuerzas intermoleculares dipolo-dipolo .

Clasificación

Los enlaces pueden caer entre uno de dos extremos: ser completamente no polares o completamente polares. Un enlace completamente apolar ocurre cuando las electronegatividades son idénticas y por lo tanto poseen una diferencia de cero. Un enlace completamente polar se llama más correctamente enlace iónico y ocurre cuando la diferencia entre electronegatividades es lo suficientemente grande como para que un átomo realmente tome un electrón del otro. Los términos "polar" y "no polar" se aplican generalmente a enlaces covalentes , es decir, enlaces donde la polaridad no es completa. Para determinar la polaridad de un enlace covalente usando medios numéricos, se usa la diferencia entre la electronegatividad de los átomos.

La polaridad del enlace se divide típicamente en tres grupos que se basan libremente en la diferencia de electronegatividad entre los dos átomos enlazados. Según la escala de Pauling :

  • Los enlaces no polares generalmente ocurren cuando la diferencia de electronegatividad entre los dos átomos es menor de 0.5
  • Los enlaces polares generalmente ocurren cuando la diferencia en electronegatividad entre los dos átomos es aproximadamente entre 0.5 y 2.0
  • Los enlaces iónicos generalmente ocurren cuando la diferencia de electronegatividad entre los dos átomos es mayor que 2.0

Pauling basó este esquema de clasificación en el carácter iónico parcial de un enlace, que es una función aproximada de la diferencia de electronegatividad entre los dos átomos enlazados. Estimó que una diferencia de 1,7 corresponde al 50% de carácter iónico, de modo que una diferencia mayor corresponde a un enlace predominantemente iónico.

Como descripción de la mecánica cuántica , Pauling propuso que la función de onda para una molécula polar AB es una combinación lineal de funciones de onda para moléculas covalentes e iónicas: ψ = aψ (A: B) + bψ (A + B - ). La cantidad de carácter covalente e iónico depende de los valores de los coeficientes al cuadrado a 2 y b 2 .

Polaridad de moléculas

Si bien las moléculas pueden describirse como "covalentes polares", "covalentes no polares" o "iónicas", este es a menudo un término relativo, siendo una molécula simplemente más polar o más apolar que otra. Sin embargo, las siguientes propiedades son típicas de tales moléculas.

Una molécula está compuesta por uno o más enlaces químicos entre orbitales moleculares de diferentes átomos. Una molécula puede ser polar como resultado de enlaces polares debido a diferencias en electronegatividad como se describió anteriormente, o como resultado de una disposición asimétrica de enlaces covalentes no polares y pares de electrones no enlazantes conocido como un orbital molecular completo .

Moléculas polares

La molécula de agua está formada por oxígeno e hidrógeno, con electronegatividades respectivas de 3,44 y 2,20. La diferencia de electronegatividad polariza cada enlace H – O, desplazando sus electrones hacia el oxígeno (ilustrado por flechas rojas). Estos efectos se suman como vectores para hacer que la molécula en general sea polar.

Una molécula polar tiene un dipolo neto como resultado de las cargas opuestas (es decir, que tienen cargas parciales positivas y parciales negativas) de enlaces polares dispuestos asimétricamente. El agua (H 2 O) es un ejemplo de molécula polar, ya que tiene una ligera carga positiva en un lado y una ligera carga negativa en el otro. Los dipolos no se cancelan, lo que resulta en un dipolo neto. Debido a la naturaleza polar de la molécula de agua en sí, otras moléculas polares generalmente pueden disolverse en agua. El momento dipolar del agua depende de su estado. En la fase gaseosa, el momento dipolar es ≈ 1,86 Debye (D), mientras que el agua líquida (≈ 2,95 D) y el hielo (≈ 3,09 D) son más altos debido a los diferentes entornos con enlaces de hidrógeno. Otros ejemplos incluyen los azúcares (como la sacarosa ), que tienen muchos grupos polares de oxígeno-hidrógeno (-OH) y son, en general, muy polares.

Si los momentos dipolares de enlace de la molécula no se cancelan, la molécula es polar. Por ejemplo, la molécula de agua (H 2 O) contiene dos enlaces O − H polares en una geometría curvada (no lineal). Los momentos dipolares de enlace no se cancelan, de modo que la molécula forma un dipolo molecular con su polo negativo en el oxígeno y su polo positivo a medio camino entre los dos átomos de hidrógeno. En la figura, cada enlace une el átomo de O central con carga negativa (rojo) a un átomo de H con carga positiva (azul).

La molécula de fluoruro de hidrógeno , HF, es polar en virtud de enlaces covalentes polares; en el enlace covalente, los electrones se desplazan hacia el átomo de flúor más electronegativo.

La molécula de amoníaco, NH 3 , es polar como resultado de su geometría molecular. El rojo representa regiones parcialmente cargadas negativamente.

El amoníaco , NH 3 , es una molécula cuyos tres enlaces N − H tienen solo una ligera polaridad (hacia el átomo de nitrógeno más electronegativo). La molécula tiene dos electrones solitarios en un orbital que apunta hacia el cuarto vértice de un tetraedro aproximadamente regular, como predice la teoría VSEPR . Este orbital no participa en la unión covalente; es rico en electrones, lo que da como resultado un poderoso dipolo en toda la molécula de amoníaco.

Estructuras de resonancia de Lewis de la molécula de ozono

En las moléculas de ozono (O 3 ), los dos enlaces O − O son no polares (no hay diferencia de electronegatividad entre los átomos del mismo elemento). Sin embargo, la distribución de otros electrones es desigual, dado que el átomo central tiene que compartir electrones con otros dos átomos, pero cada uno de los átomos externos tiene que compartir electrones con solo otro átomo, el átomo central está más privado de electrones que los demás. (el átomo central tiene una carga formal de +1, mientras que los átomos externos tienen cada uno una carga formal de - 12 ). Dado que la molécula tiene una geometría doblada, el resultado es un dipolo en toda la molécula de ozono.

Al comparar una molécula polar y no polar con masas molares similares, la molécula polar en general tiene un punto de ebullición más alto, porque la interacción dipolo-dipolo entre moléculas polares da como resultado atracciones intermoleculares más fuertes. Una forma común de interacción polar es el enlace de hidrógeno , que también se conoce como enlace H. Por ejemplo, el agua forma enlaces H y tiene una masa molar M = 18 y un punto de ebullición de +100 ° C, en comparación con el metano no polar con M = 16 y un punto de ebullición de –161 ° C.

Moléculas no polares

Una molécula puede ser apolar cuando hay un reparto igual de electrones entre los dos átomos de una molécula diatómica o debido a la disposición simétrica de los enlaces polares en una molécula más compleja. Por ejemplo, el trifluoruro de boro (BF 3 ) tiene una disposición plana trigonal de tres enlaces polares a 120 °. Esto da como resultado que no haya dipolo general en la molécula.

En una molécula de trifluoruro de boro , la disposición trigonal plana de tres enlaces polares no da como resultado un dipolo general.
El dióxido de carbono tiene dos enlaces de CO polares en una geometría lineal.

El dióxido de carbono (CO 2 ) tiene dos enlaces polares C = O, pero la geometría del CO 2 es lineal, de modo que los dos momentos dipolares del enlace se cancelan y no hay un momento dipolar molecular neto; la molécula es apolar.

En el metano , los enlaces están dispuestos simétricamente (en una disposición tetraédrica) por lo que no hay un dipolo general.

Los ejemplos de compuestos no polares domésticos incluyen grasas, aceite y gasolina / gasolina. La mayoría de las moléculas apolares son insolubles en agua ( hidrófobas ) a temperatura ambiente. Muchos disolventes orgánicos no polares , como la trementina , pueden disolver sustancias no polares.

En la molécula de metano (CH 4 ), los cuatro enlaces C − H están dispuestos tetraédricamente alrededor del átomo de carbono. Cada enlace tiene polaridad (aunque no muy fuerte). Los enlaces están dispuestos simétricamente, por lo que no hay ningún dipolo general en la molécula. La molécula de oxígeno diatómico (O 2 ) no tiene polaridad en el enlace covalente debido a la electronegatividad igual, por lo tanto, no hay polaridad en la molécula.

Moléculas anfifílicas

Las moléculas grandes que tienen un extremo con grupos polares unidos y otro extremo con grupos no polares se describen como anfífilos o moléculas anfifílicas . Son buenos tensioactivos y pueden ayudar en la formación de emulsiones estables o mezclas de agua y grasas. Los tensioactivos reducen la tensión interfacial entre el aceite y el agua al adsorberse en la interfaz líquido-líquido.

Predicción de la polaridad de la molécula

Fórmula Descripción Ejemplo Nombre Momento bipolar
Polar AB Moléculas lineales CO Monóxido de carbono 0,112
HA x Moléculas con una sola H HF Fluoruro de hidrógeno 1,86
A x OH Moléculas con un OH en un extremo C 2 H 5 OH Etanol 1,69
O x A y Moléculas con una O en un extremo H 2 O Agua 1,85
N x A y Moléculas con una N en un extremo NH 3 Amoníaco 1,42
No polar A 2 Moléculas diatómicas del mismo elemento. O 2 Dioxígeno 0.0
C x A y La mayoría de los compuestos de hidrocarburos C 3 H 8 Propano 0.083
C x A y Hidrocarburo con centro de inversión C 4 H 10 Butano 0.0

La determinación del grupo de puntos es una forma útil de predecir la polaridad de una molécula. En general, una molécula no poseerá un momento dipolar si los momentos dipolares de enlace individuales de la molécula se cancelan entre sí. Esto se debe a que los momentos dipolares son cantidades vectoriales euclidianas con magnitud y dirección, y dos vectores iguales que se oponen entre sí se cancelarán.

Cualquier molécula con un centro de inversión ("i") o un plano de espejo horizontal ("σ h ") no poseerá momentos dipolares. Del mismo modo, una molécula con más de un eje de rotación C n no poseerá un momento dipolar porque los momentos dipolares no pueden encontrarse en más de una dimensión . Como consecuencia de esa restricción, todas las moléculas con simetría diedro (D n ) no tendrán un momento dipolar porque, por definición, los grupos de puntos D tienen dos o múltiples ejes C n .

Dado que los grupos de puntos C 1 , C s , C ∞h C n y C n v no tienen un centro de inversión, planos de espejo horizontales o múltiples ejes C n , las moléculas en uno de esos grupos de puntos tendrán un momento dipolar.

Deflexión eléctrica del agua

Contrariamente a la idea errónea popular, la desviación eléctrica de una corriente de agua de un objeto cargado no se basa en la polaridad. La desviación se produce debido a las gotitas cargadas eléctricamente en la corriente, que induce el objeto cargado. Una corriente de agua también se puede desviar en un campo eléctrico uniforme, que no puede ejercer fuerza sobre las moléculas polares. Además, una vez que se conecta a tierra una corriente de agua, ya no se puede desviar. Incluso es posible una deflexión débil para líquidos no polares.

Ver también

Referencias

enlaces externos