Polaridade e forças intermoleculares

Da ligação à interação entre moléculas

Polaridade descreve a distribuição desigual de carga elétrica. Uma ligação pode ser polar quando os átomos atraem de modo diferente os elétrons compartilhados. A molécula inteira, porém, depende da soma das contribuições das ligações e de sua distribuição eletrônica no espaço.

Forças intermoleculares são interações entre moléculas. Elas influenciam temperaturas de ebulição, viscosidade e solubilidade. Não devem ser confundidas com as ligações covalentes que mantêm os átomos associados dentro de cada molécula. Ao ferver água em condições usuais, moléculas de H₂O se afastam; não se produz hidrogênio e oxigênio pela ruptura generalizada de ligações O–H.

Eletronegatividade e dipolos de ligação

Em uma ligação entre átomos de eletronegatividades diferentes, a densidade eletrônica tende a se deslocar para o átomo mais eletronegativo. Surgem cargas parciais, representadas por δ⁺ e δ⁻. Elas não equivalem necessariamente às cargas inteiras de um cátion e de um ânion.

A ligação O–H é polar, com maior densidade eletrônica na direção do oxigênio. Já H–H e O=O envolvem átomos idênticos e não apresentam dipolo permanente de ligação. A polaridade não mede diretamente a energia necessária para romper uma ligação: uma ligação apolar pode ser muito forte.

A geometria decide o cancelamento

Na interpretação introdutória, os dipolos de ligação podem ser representados por vetores. Se as contribuições se cancelam pela simetria e pela equivalência das ligações, a molécula não possui dipolo permanente resultante. Se não se cancelam, a molécula é polar.

CO₂ tem duas ligações C=O polares em direções opostas e geometria linear. As contribuições se cancelam, tornando a molécula apolar. H₂O tem duas ligações O–H polares e forma angular; as contribuições não se cancelam. Não basta dizer que uma estrutura é simétrica sem verificar os átomos envolvidos: substituir um ligante pode quebrar a equivalência dos dipolos.

Essa classificação molecular não deve ser aplicada mecanicamente a retículos iônicos, como NaCl sólido. Neles, a descrição relevante envolve íons e suas interações, não um conjunto de moléculas independentes de NaCl com dipolo resultante.

Dispersão de London

Flutuações na distribuição eletrônica podem produzir dipolos instantâneos e induzir dipolos em partículas vizinhas. As interações de dispersão de London existem em todas as moléculas, inclusive nas polares. Nas moléculas apolares, são especialmente importantes porque não há dipolo permanente molecular.

A intensidade depende da polarizabilidade da nuvem eletrônica e da área de contato entre moléculas. Em uma série comparável, moléculas maiores e mais polarizáveis geralmente apresentam dispersão mais intensa. A forma também importa: moléculas de mesma fórmula podem ter áreas de contato diferentes. Por isso, massa molecular isolada não resolve qualquer comparação de ebulição.

Dipolo permanente e ligação de hidrogênio

Moléculas polares podem interagir pela atração entre regiões de sinais parciais opostos. A orientação e a distância influenciam essas interações. Elas coexistem com a dispersão, em vez de substituí-la.

No recorte introdutório, a ligação de hidrogênio envolve hidrogênio ligado covalentemente a N, O ou F interagindo com um par eletrônico disponível em outra região, frequentemente de outra molécula. Água e etanol podem estabelecer essas interações. Ter hidrogênio em qualquer posição da fórmula não basta: no metano, as ligações C–H não produzem o padrão usual de ligação de hidrogênio.

A presença dessa interação costuma elevar a ebulição em comparações adequadas. Entretanto, não existe uma hierarquia que permita ignorar tamanho, estrutura e outras forças: uma molécula muito grande com dispersão intensa pode ter ebulição maior que uma pequena capaz de formar ligações de hidrogênio.

Exemplo: água, etanol e uma cadeia apolar

Água e etanol podem estabelecer ligações de hidrogênio entre si: o grupo O–H do etanol interage com a água. A pequena região carbônica não impede sua miscibilidade. Ao aumentar muito a cadeia carbônica mantendo apenas um grupo O–H, cresce a contribuição apolar e a solubilidade em água tende a diminuir.

Esse raciocínio melhora a regra “semelhante dissolve semelhante”. Trata-se de uma orientação, não de uma lei sem exceções. Dissolver exige reorganizar interações entre soluto, solvente e mistura; também envolve a tendência à dispersão das partículas. Nem todo composto iônico é muito solúvel em água, e substâncias apolares podem ter pequena solubilidade nela.

Detergentes combinam uma região hidrofílica e outra hidrofóbica, favorecendo a dispersão de gordura em água. Agitação pode formar emulsões; isso não significa necessariamente que óleo e água tenham virado uma única fase molecular homogênea.

Erros comuns e conferência

Retome geometria molecular para prever cancelamentos e ligações químicas para distinguir moléculas de redes iônicas ou covalentes.