Polaridade e Eletronegatividade

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QUÍMICA GERAL 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
A polaridade é uma propriedade muito importante se pensarmos nas 
ligações químicas, ou em reações químicas. Ela pode determinar 
propriedades como hidrofilicidade (capacidade da molécula ter afinidade, 
compatibilidade, com a água), por exemplo. Assim, podemos verificar a 
biodisponibilidade de macromoléculas em compartimentos lipídicos ou 
aquosos. Ou simplesmente, saber se um determinado composto será miscível 
ou imiscível em água. 
 
Bons estudos!! 
 
AULA 6: 
POLARIDADE 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Nesta aula, você vai conferir os contextos conceituais da psicologia entenderá 
como ela alcançou o seu estatuto de cientificidade. Além disso, terá a oportunidade 
de conhecer as três grandes doutrinas da psicologia, behaviorismo, psicanálise e 
Gestalt, e as áreas de atuação do psicólogo. 
▪ Compreender o conceito de psicologia 
▪ Identificar as diferentes áreas de atuação da psicologia 
▪ Conhecer as áreas de atuação do psicólogo. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Nesta aula, você vai estudar os conceitos de polaridade, momento de 
dipolo de uma ligação química, e eletronegatividade. Após esses estudos, 
você será capaz de: 
▪ Compreender os princípios de eletronegatividade 
▪ Assimilar as diferenças entre ligações covalentes apolares e 
polares 
▪ Identificar a polaridade das moléculas 
 
 
6 POLARIDADE 
6.1 Eletronegatividade 
Todas as ligações podem ser vistas como estruturas hidridas entre estruturas 
puramente covalente e puramente iônicas. Assim, a estrutura da molécula de 𝐶𝑙2, 
pode ser descrita como: 
𝐶𝑙 − 𝐶𝑙 ↔ 𝐶𝑙− − 𝐶𝑙+ ↔ 𝐶𝑙+ − 𝐶𝑙− 
Neste caso, as estruturas ionicas contribuem muito pouco para a estrutura final 
e podemos descrever a ligação quase como puramente covalente. Por serem o 
mesmo átomo, as duas estruturas ionicas contribuem igualmente em termos de carga, 
logo a carga média de cada átomo é zero. Mas, em uma molecula com atomos 
diferentes, como 𝐻𝐹, temos a seguinte disposição: 
𝐻 − 𝐹 ↔ 𝐻− − 𝐹+ ↔ 𝐻+ − 𝐹− 
tem contribuições direfentes das duas estruturas. A estrutura iônica de menor energia 
é a 𝐻+𝐹−. Como o átomo de fluor tem afinidade eletrônica maior do que o hidrogêni, 
a estrutura com uma carga negativa no átomo de fluor contribui mais efetivamente do 
que 𝐻−𝐹+. Como resultado, existe uma pequina carga negativa residual no átomo de 
fluor e uma pequena carga positiva residual no átomo de hidrogênio. Mostramos essa 
carga parcial no átomo escrevendo 𝐻𝛿+ − 𝐹𝛿−. 
Esse tipo de ligação química é conhecida como ligação covalente polar. Todas 
as ligações entre átomos de elementos diferentes são, até certo ponto, polares. As 
ligações de moléculas diatômicas homonucleares (do mesmo elemento) e íons são 
não-polares (BROWN, et al., 2016). 
Os dois átomos de uma ligação covalente polar formam um dipolo elétrico, uma 
carga parcial positiva e uma carga parcial negativa. Um dipolo é representado por uma 
seta que aposta para a carga parcial negativa, Figura 1. O tamanho de um dipolo-
elétrico, que é a magnitude numerica, é chamado de momento de dipolo-elétrico, 𝜇 
(letra grega um) em unidade denominadas debye (D). O debye é definido de forma a 
que uma carga negativa unitária (elétron) separada por 100 pm de uma carga unitária 
positiva (próton) corresponda a um momento de dipolo de 4,80 D. O momento de 
dipolo da ligação 𝐻 − 𝐹 é 1,91 D (FOGAÇA, 2022). 
 
 
 
Figura 1. Momento de dipolo elétrico do ácido fluorídrico 
 
 
Fonte: próprio autor 
Uma ligação covalente é polar se um átomo tem poder de atraçaõ do elétron 
maior do que o outro átomo, porque, então, o par de elétrons tem maior probabilidade 
de ser encontrado próximo ao primeiro. Em 1923, o químico norte-americano Lenus 
Pauling propôs uma medida quantitativa da distrinbuição dos elétrons nas ligações. O 
poder de atração dos elétrons exercido por um átomo que participa de uma ligação é 
chamado de eletronegatividade. As eletronegatividades são representadas por 𝜒 (a 
letra graga qui). 
O átomo do elemento que tem a eletronegatividade mais alta tem maior poder 
de atrair elétrons e tende a afastá-los do átomo que tem a menor eletronegatividade. 
Pauling baseou sua escala nas energias de dissociação, 𝐷, das ligações 𝐴 − 𝐴, 𝐵 − 𝐵 
e 𝐴 − 𝐵, medidas em eletronsvolts (eV). Ele definiu a diferença de eletronegatividade 
dis dois elementos A e B como: 
 
|𝜒𝐴 − 𝜒𝐵| = 0,102 {𝐷(𝐴 − 𝐵) −
1
2
[𝐷(𝐴 − 𝐴) + 𝐷(𝐵 − 𝐵)]}
1
2
 
 
Outro químico americano, Robert Mulliken, desenvolveu uma maneira mais 
simples de determinar a escala de eletronegatividade. Em sua opinião, a 
eletronegatividade é a média da energia de ionização e afinidade eletrônica de um 
elemento (ambos expressos como eV. 
 
𝜒 =
1
2
(𝐼 + 𝐸𝑎) 
 
Quando dois átomos de uma ligação tÇem uma pequena diferença de 
eletronegatividade, as cargas parciais são muito pequenas. Quando a diferença de 
eletronegatividade aumenta, também crescem as cargas parciais. Se as 
𝜇
→ 
 
 
eletronegatividades são muito diferentes, um dos átomos pode ficar com a maior parte 
do par de elétrons e a estrutura iônico correspondente contribui apreciavelmente para 
a estrutura resultante. Como se apropriou da maior parte do par de elétrons 
compartilhado, o elemento muito eletronegativo lembra um ânion e, o outro, um cátion. 
Dizemos que uma ligaão desse tipo tem caratér iônico consideravel. 
Se a diferença de eletronegatividade é muito grande, como em 𝑁𝑎𝐶𝑙 e 𝐾𝐹, a 
contribuição ionica domina a distribuição covalente e é melhor considerar iônica a 
ligação. Não existe linha divisoria clara entre as ligações covalentes e iônicas. 
Entretanto, uma regra útil diz que, se a diferença de eletronegatividade é de cerca de 
2 unidade, o caráter iônico é tão alto que é melhor considerar ionica a ligação 
(ATKINS; JONES, 2006). 
 
Figura 2. Série de eletronegatividade 
 
Fonte: Arena marcas e patentes (2022) 
Pode-se notar na Figura 2 que o elemento mais eletronegativo é o fluor. De 
forma simplificada, podemos colocar os não-metais em ordem decrescente em 
relação à eletronegatividade: 
 
 
𝐹 > 𝑂 > 𝑁 > 𝐶𝑙 > 𝐵𝑟 > 𝐼 > 𝑆 > 𝐶 > 𝑃 > 𝐻 
6.2 Momento de dipolo resultante, exemplos 
O momento de dipolo, visto anteriormente, varia conforme a geometria da 
molécula. Para uma molécula com mais de dois átomos, o momento de dipolo 
depende tanto das polaridades das ligações individuais quanto da geometria da 
molécula. Para cada ligação na molécula, considere o dipolo da ligação, que é o 
momento de dipolo resultante. Vejamos a molécula de 𝐶𝑂2, exemplo 1. 
 
�⃗� = 0 
 
 
 
 
Vemos que o momento 𝜇𝐴⃗⃗⃗⃗⃗ é igual ao 𝜇𝐵⃗⃗ ⃗⃗⃗, porque ambas ligações possuiem 
carbono ligado diretamente ao oxigêno e portanto a mesma eletronegatividade em 
magnitude. Posto isso, vejamos a direção; trata-se de direções contrarias, por este 
motivo, ambos vetores se cancelam e o momento de dipolo resultante é igua a zero, 
𝜇 = 0. 
Exemplo 2. Observe o caso da molécula de água, 𝐻2𝑂: 
 
 
 
 
Nota-se que, embora a megnitude do momento de dipolo da ligação 𝐻 − 𝑂, seja 
a mesma da ligação 𝑂 − 𝐻. O sentido e a direção são diferentes (ângulo de 104,5°) e 
deste modo o momento de dipolo resultante é diferente de zero, �⃗� ≠ 0. 
Exemplo 3. Molécula de amônia,𝑁𝐻3: 
 
 
 
𝜇𝐴
→ 
𝜇𝐵
→ 
�⃗�𝐴 �⃗�𝐵 
�⃗� ≠ 0 
�⃗�𝐴 �⃗�𝐵 
�⃗� ≠ 0 
 
 
 
 
Vemos que para a molecula de amônia, temos o mesmo momento de dipolo, 
devido as três ligações 𝑁 − 𝐻 presentes. Entretanto, os sentidos e direções do vetores 
de cada uma delas são diferentes, ângulo de 107,8° entre eles. Logo, o momento de 
dipolo resultante será diferente de zero, �⃗� ≠ 0. 
Exemplo 4. Molécula de tetraclorometano, 𝐶𝐶𝑙4: 
 
 
 
A molécula de tetraclorometano não apresenta momento de dipolo resultante,𝜇 = 0. Ainda que tenham a mesma magnitude de momento de dipolo devido a suas 
quatro ligações 𝐶𝑙 − 𝐶, a geometria tetraédrica acaba cancelando os momentos de 
dipolo em relação ao sentido e direção devido a sua tridimencionalidade. 
Exemplo 5. Molécula de triclorofluormetano 𝐶𝐶𝑙3𝐹 
 
 
A molécula de bromotriclorometano apresenta uma ligação 𝐹 − 𝐶 e três 
ligações 𝐶𝑙 − 𝐶. Observando a eletronegatividade do 𝐹 (4,1 D) e do 𝐶𝑙 (2,9 D), pode-
se concluir que o momento de dipolo resultante é diferente de zero, �⃗� ≠ 0. 
�⃗�𝐶 
�⃗�𝐴 
�⃗�𝐶 
�⃗�𝐵 �⃗�𝐷 
�⃗� = 0 
 
�⃗�𝐴 
�⃗�𝐵 
�⃗�𝐶 
�⃗�𝐷 
�⃗� ≠ 0 
 
 
 
6.3 Polaridade 
As ligações covalentes polares, na qual, os elétrons não estão igualmente 
distribuídos, tem momento de dipolo diferente de zero. Uma molécula polar é uma 
molécula com momento de dipolo diferente de zero. Todas as moléculas diatômicas 
são polares se suas ligações forem polares. Uma molécula de 𝐻𝐶𝑙, com sua ligação 
polar 𝐻𝛿+ − 𝐶𝛿− é uma molécula polar. O momento de dipolo, igual a 1,10 D, é típico 
de moléculas diatômicas polares. Todas as moléculas diatômicas formadas por 
átomos de elementos diferentes têm alguma polaridade (ATKINS; JONES, 2006). 
Uma molécula apolar é uma molécula cujo momento de dipolo elétrico é igual 
a zero. Todas as moléculas diatômicas homonucleares, como 𝑂2, 𝑁2 , ou 𝐶𝑙2 , são 
apolares devido a suas ligações apolares. 
A polaridade é uma das razões pelas quais a água é um solvente tão bom para 
compostos iônicos com momento de dipolo de 1,85 D. Cabe ressaltar um caso muito 
importante, referente à ligação 𝐶 − 𝐻, A diferença de eletronegatividade entre esses 
elementos é muito pequena 𝐶, 2,5 D e 𝐻, 2,1 D, classificando desta forma a ligações 
𝐶 − 𝐻 como ligações covalente apolares (ATKINS; JONES, 2006). 
Solventes apolares tendem a se misturar com substâncias apolares em uma 
mistura. Já solventes polares possuem tendência a se misturar com substâncias 
polares e iônicas. Deste modo, chamamos de hidrofílica a substância, ou regiões da 
molécula com afinidade à água e hidrofóbica aquelas substâncias, ou parte das 
moléculas, com baixa afinidade pela água (ATKINS; JONES, 2006). 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
REFERÊNCIAS 
ARENA MARCAS E PATENTES. Eletronegatividade, 2022. 
 
ATKINS, P.; JONES, L. Princípios de qímica: questionando a vida moderna e o meio 
ambiente. 3. ed. Porto Alegre: Bookman, 2006. 
 
BROWN, T. et al. Química: a ciência central. São Paulo: Pearson, 2016. 
 
FOGAÇA, J. Brasil Escola. Momento dipolar resultante, 2022..