Polaridad (química)
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 uno o más enlaces polares debido a la diferencia de electronegatividad entre los átomos enlazados. Las moléculas que contienen enlaces polares no tienen polaridad molecular si los dipolos de enlace se anulan entre sí por simetría.
Las moléculas polares interactúan a través de fuerzas intermoleculares dipolo-dipolo y enlaces de hidrógeno. La polaridad es la base de una serie de propiedades físicas, incluida la tensión superficial, la solubilidad y los puntos de fusión y ebullición.
Polaridad de los enlaces
No todos los átomos atraen electrones con la misma fuerza. La cantidad de "atracción" que un átomo ejerce 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 una distribución 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, indicadas 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 las 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 las electronegatividades es lo suficientemente grande como para que un átomo tome un electrón del otro. Los términos "polar" y "no polar" suelen aplicarse a enlaces covalentes, es decir, enlaces en los que la polaridad no es completa. Para determinar la polaridad de un enlace covalente utilizando medios numéricos, se utiliza la diferencia entre la electronegatividad de los átomos.
La polaridad del enlace generalmente se divide 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 a 0.5
- Los enlaces polares generalmente ocurren cuando la diferencia de electronegatividad entre los dos átomos está aproximadamente entre 0,5 y 2,0.
- Los enlaces iónicos generalmente ocurren cuando la diferencia de electronegatividad entre los dos átomos es mayor a 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 a un 50% de carácter iónico, por lo que una diferencia mayor corresponde a un enlace predominantemente iónico.
Como descripción 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 ayb.
Momentos dipolares de enlace
El momento dipolar de enlace utiliza la idea del momento dipolar eléctrico para medir la polaridad de un enlace químico dentro de una molécula. Ocurre siempre que hay una separación de cargas positivas y negativas.
El dipolo de enlace μ viene dado por:
El dipolo de enlace se modela como δ — δ con una distancia d entre las cargas parciales δ y δ. Es un vector, paralelo al eje de enlace, que apunta de menos a más, como es convencional para los vectores de momento dipolar eléctrico.
Los químicos a menudo dibujan el vector que apunta de más a menos. Este vector se puede interpretar físicamente como el movimiento que experimentan los electrones cuando los dos átomos se colocan a una distancia d y se les permite interactuar, los electrones se moverán desde sus posiciones de estado libre para localizarse más alrededor del átomo más electronegativo.
La unidad SI para el momento dipolar eléctrico es el culombio-metro. Esto es demasiado grande para ser práctico en la escala molecular. Los momentos dipolares de enlace se miden comúnmente en debyes, representados por el símbolo D, que se obtiene midiendo la carga 
Para las moléculas diatómicas solo hay un enlace (simple o múltiple), por lo que el momento dipolar del enlace es el momento dipolar molecular, con valores típicos en el rango de 0 a 11 D. En un extremo, una molécula simétrica como el cloro, Cl2, tiene un momento dipolar cero, mientras que cerca del otro extremo, el bromuro de potasio en fase gaseosa, KBr, que es altamente iónico, tiene un momento dipolar de 10,5 D.
Para las moléculas poliatómicas, hay más de un enlace. El momento dipolar molecular total puede aproximarse como la suma vectorial de los momentos dipolares de enlace individuales. A menudo, los dipolos de enlace se obtienen mediante el proceso inverso: un dipolo total conocido de una molécula se puede descomponer en dipolos de enlace. Esto se hace para transferir momentos dipolares de enlace a moléculas que tienen los mismos enlaces, pero para las que aún no se conoce el momento dipolar total. La suma vectorial de los dipolos de enlace transferidos da una estimación del dipolo total (desconocido) de la molécula.
Polaridad de las moléculas
Si bien las moléculas se pueden describir como "covalente polar", "covalente no polar" o "iónica", este es a menudo un término relativo, ya que una molécula es simplemente más polar o más no polar 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 describe anteriormente, o como resultado de una disposición asimétrica de enlaces covalentes no polares y pares de electrones no enlazantes conocidos como orbitales moleculares completos.
Moléculas polares
Una molécula polar tiene un dipolo neto como resultado de las cargas opuestas (es decir, que tienen cargas parcialmente positivas y parcialmente negativas) de los 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 anulan, lo que da como resultado un dipolo neto. Debido a la naturaleza polar de la propia molécula de agua, 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 mayores debido a los diferentes entornos de enlaces de hidrógeno. Otros ejemplos incluyen los azúcares (como la sacarosa), que tienen muchos grupos polares de oxígeno-hidrógeno (-OH) y, en general, son 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 polares O−H en una geometría doblada (no lineal). Los momentos dipolares de enlace no se cancelan, por lo 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.
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 el enlace covalente; es rico en electrones, lo que da como resultado un poderoso dipolo en toda la molécula de amoníaco.
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, ya que el átomo central tiene que compartir electrones con otros dos átomos, pero cada uno de los átomos exteriores 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 exteriores tienen cada uno una carga formal de − 1 ⁄ 2). Dado que la molécula tiene una geometría doblada, el resultado es un dipolo en toda la molécula de ozono.
Cuando se compara 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 no polar cuando hay una distribución equitativa 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 un dipolo general en la molécula.
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 de enlace se cancelan y no hay un momento dipolar molecular neto; la molécula es no polar.
Los ejemplos de compuestos no polares domésticos incluyen grasas, aceite y petróleo/gasolina. La mayoría de las moléculas no polares son insolubles en agua (hidrofóbicas) 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 un dipolo general en la molécula. La molécula diatómica de oxígeno (O 2) no tiene polaridad en el enlace covalente debido a la igual electronegatividad, por lo que 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 anfífilas o moléculas anfifílicas. Son buenos tensioactivos y pueden ayudar en la formación de emulsiones estables, o mezclas, de agua y grasas. Los surfactantes reducen la tensión interfacial entre el aceite y el agua al adsorberse en la interfaz líquido-líquido.
Esta molécula anfifílica tiene varios grupos polares (hidrofílicos, amantes del agua) en el lado derecho y una larga cadena no polar (lipófila, amantes de la grasa) en el lado izquierdo. Esto le otorga propiedades tensioactivas.
Una micela: los extremos lipofílicos de las moléculas de surfactante se disuelven en el aceite, mientras que los extremos hidrofílicos cargados permanecen afuera en la fase acuosa, protegiendo al resto de la micela hidrofóbica. De esta manera, la pequeña gota de aceite se vuelve soluble en agua.
Los fosfolípidos son surfactantes naturales efectivos que tienen funciones biológicas importantes
Vista en sección transversal de las estructuras que pueden formar los fosfolípidos. Pueden formar una micela y son vitales en la formación de las membranas celulares.
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 | AF | Fluoruro de hidrógeno | 1.86 | |
| A x OH | Moléculas con un OH en un extremo | C2H5OH _ _ _ _ | Etanol | 1.69 | |
| O x A y | Moléculas con una O en un extremo | H2O _ _ | Agua | 1.85 | |
| N x A y | Moléculas con una N en un extremo | NH 3 | Amoníaco | 1.42 | |
| no polar | un 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 |
Determinar el grupo puntual es una forma útil de predecir la polaridad de una molécula. En general, una molécula no poseerá momento dipolar si los momentos dipolares de enlace individuales de la molécula se anulan 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 se cancelarán.
Cualquier molécula con un centro de inversión ("i") o un plano especular horizontal ("σ h ") no poseerá momentos dipolares. Asimismo, una molécula con más de un eje de rotación Cn no poseerá un momento dipolar porque los momentos dipolares no pueden estar en más de una dimensión. Como consecuencia de esa restricción, todas las moléculas con simetría diédrica (D n) no tendrán un momento dipolar porque, por definición, los grupos puntuales D tienen dos o múltiples ejes C n.
Dado que los grupos puntuales C 1, C s,C ∞h C n y C n v no tienen un centro de inversión, planos especulares horizontales o múltiples ejes C n, las moléculas en uno de esos grupos puntuales tendrán un momento dipolar.
Desviación eléctrica del agua.
Contrariamente a la idea errónea popular, la desviación eléctrica de un chorro de agua de un objeto cargado no se basa en la polaridad. La desviación ocurre debido a las gotas 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 un chorro de agua se conecta a tierra, ya no se puede desviar. Incluso es posible una deflexión débil para líquidos no polares.
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