Polaridade (química): diferenças entre revisões

[[Image:Water-elpot-transparent-3D-balls.png|thumb|right|250px|Uma [[molécula]] de [[água]], é um exemplo comum de uma molécula polar. As duas cargas parciais, negativa e positiva, estão representadas, respectivamente, pelas cores vermelhas e azuis. ]] '''Polaridade''', em [[Química]] refere-se à separação das [[carga elétrica|cargas elétricas]] fazendo com que moléculas ou grupos funcionais formem dipolos elétricos.<ref>Kumar Khanna, Vinod. ''Nanosensors: Physical, Chemical, and Biological''. CRC Press, 2011. pp. 127. ISBN 1439827125</ref> Moléculas polares interagem através de dipolos-dipolos ([[força intermolecular]]) ou [[ligações de hidrogênio]]. A polaridade molecular depende da diferença de [[eletronegatividade]] entre os átomos, assim como a [[geometria molecular]]. Exemplificando, a [[água|molécula de água]] é polar pelo fato de que há um compartilhamento desigual dos eletrões ([[Português europeu|Português Europeuelétron]] e [[Elétron|Elétrons]] em [[Português brasileiro|Português Brasileiro]])s entre o átomo [[oxigênio]] e os átomos de [[hidrogênio]]. Isso se deve porque os eletrõeselétrons se concentram mais sobre átomo de oxigênio, uma vez que ele é muito mais eletronegativo do que os de hidrogênio. Outro exemplo é o [[metano]] que é considerado apolar (antônimo de polar) porque o [[carbono]] compartilha os eletrõeselétrons quase uniformemente com os hidrogênios, uma vez que a diferença de eletronegatividade é pouca. Polaridade influi em uma série de propriedades físicas e químicas como [[tensão superficial]], [[solubilidade]], [[ponto de fusão]] e [[ponto de ebulição]].

eletrõesElétrons não são sempre compartilhados igualmente entre dois átomos que estão fazendo [[ligações covalentes]].<ref>Sherwood, Lauralee. ''Fundamentals of Physiology: A Human Perspective''. 3ª edi. Cengage Learning, 2005. pp. 7. ISBN 1111795061</ref> No caso de átomos de elementos distintos, geralmente um átomo exerce mais força de atração em uma nuvem eletrônica do que outro.<ref>Barrow, John D.; Tipler, Frank J.. ''The anthropic cosmological principle''. Edi. ilustrada. Oxford University Press, 1986. pp. 300. ISBN 0198519494</ref><ref>McGraw-Hill Book Company. ''McGraw-Hill encyclopedia of science & technology''. 6ª edi. McGraw-Hill, 1987. pp. 303. ISBN 0070792925</ref> Essa força de atração é denominada [[eletronegatividade]] e mensura a atração que os átomos exercem sobre os eletrõeselétrons.<ref>Nathan, Sundar. ''AP Biology Study Guide AP Biology Study Guide''. FastPencil Inc, 2009. ISBN 1607468867</ref> Os compartilhamentos desiguais dos eletrõeselétrons das ligações químicas causam a formação de um [[dipolo]] (separação em cargas parciais positivas e negativas) . Cargas parciais são escritas como δ+ (delta mais) e δ-; (delta menos).

Átomos com altas eletronegatividades — assim como [[flúor]], [[oxigênio]], e [[nitrogênio]] — exercem um deslocamento muito forte de eletrõeselétrons das ligações para si próprios<ref>S. Suthersan, Suthan; C. Payne, Fred. ''In Situ Remediation Engineering''. CRC Press, 2013. pp. 42. ISBN 0203492161</ref> quando ligados a átomos com baixas eletronegatividades – como [[hidrogênio]] e [[carbono]] – podendo acarretar desta forma um compartilhamento desigual entre os átomos e formando pólos na molécula.

* Exemplo 1. A molécula de [[ácido fluorídrico]], HF, é polar pela ligação entre o [[hidrogênio]] e o [[flúor]], nesta ligação covalente os eletrõeselétrons são mais deslocados para o átomo de flúor criando pólos na molécula.

* Exemplo 2. Na molécula de [[amônia]], as três ligações N–H têm a mesma polaridade (eletrõeselétrons deslocados dos hidrogênios para o [[nitrogênio]]). A molécula possui um par de eletrõeselétrons que se situam no ápice do nitrogênio e que conferem à molécula um a geometria de pirâmide. Esse par de eletrõeselétrons não participam de uma ligação covalente, desta forma essa região da molécula é rica em eletrõeselétrons e resulta um poderoso dipolo por toda a molécula de [[amônia]].

[[ficheiro:Boron-trifluoride-vibration-2D.png|250px|thumb|right|Diagrama mostrando o efeito da soma vetorial de ligações polares simétricas (as setas mostram o sentido do deslocamento dos eletrõeselétrons nas ligações) no [[trifluoreto de boro]] cancelando-se mutuamente dando uma polaridade molecular igual a zero.]]

A molécula pode ser apolar por dois motivos: as polaridades das ligações são quase nulas (quando há um compartilhamento igual dos eletrõeselétrons entre diferentes átomos) ou porque as ligações polares estão dispostas na molécula de tal forma que os vetores polaridade se anulam.