Em química , polaridade é como as cargas elétricas negativas e positivas são distribuídas em uma molécula ou ligação química . A polaridade se deve à diferença de eletronegatividade entre os átomos que o compõem, às diferenças de carga que ele induz e à sua distribuição no espaço. A molécula ou ligação é então considerada um dipolo eletrostático : quanto mais as cargas são distribuídas assimetricamente, mais polar é e vice-versa. Se as cargas estiverem distribuídas de forma totalmente simétrica, será apolar, ou seja, não terá polaridade elétrica e, portanto, não será um dipolo eletrostático.
A polaridade e suas consequências ( forças de van der Waals , ligações de hidrogênio ) afetam uma série de características físicas ( tensão superficial , ponto de fusão , ponto de ebulição , solubilidade ) ou químicas (reatividade).
Em uma ligação, o dupleto de elétrons não pode ser compartilhado igualmente entre os dois átomos: um dos dois átomos pode ter uma força de atração maior na nuvem de elétrons do que o outro. Chamada de eletronegatividade, essa capacidade dos átomos de atrair a nuvem de elétrons. Esse compartilhamento desigual da carga eletrônica transforma então o par atômico em um dipolo. Tudo então acontece como se houvesse uma transferência eletrônica parcial do átomo menos eletronegativo para o átomo mais eletronegativo. Esta transferência fictícia é introduzida por cargas parciais : ao átomo mais eletronegativo que atrai o dupleto eletrônico para si, uma carga parcial negativa será atribuída, denotada -δ e ou δ- , ao outro uma carga parcial positiva, denotada + δ e ou δ + (esta notação foi introduzida em 1926 por Christopher e Hilda Ingold ). A ligação covalente então assume um caráter iônico parcial.
Dependendo da diferença na eletronegatividade entre os átomos, a ligação interatômica varia entre dois extremos:
Uma molécula é um conjunto químico formado por uma ou mais ligações covalentes resultantes da combinação dos orbitais atômicos dos átomos que a compõem. Nessa molécula, dependendo da natureza e, portanto, da eletronegatividade dos átomos que a compõem, podem aparecer cargas parciais. A distribuição dessas cargas no espaço dá à molécula seu caráter polar ou não:
A polaridade de uma molécula influencia suas propriedades físicas ou químicas. Os compostos não polares geralmente se dissolvem mal em solventes polares (em particular os hidrocarbonetos, que são não polares, geralmente não se dissolvem na água, que é um solvente polar), ao contrário dos compostos polares. Em moléculas comparáveis, com massas molares semelhantes, as moléculas polares geralmente têm um ponto de ebulição mais alto devido às interações dipolo-dipolo entre as moléculas. O caso mais comum desse tipo de interação são as ligações de hidrogênio , especialmente presentes na água.
Moléculas polaresMuitas moléculas muito comuns são polares, como a sacarose , uma forma comum de açúcar . Os açúcares em geral têm muitas ligações oxigênio-hidrogênio (grupo hidroxila -OH) e geralmente são muito polares. A água é outro exemplo de molécula polar, que permite que as moléculas polares sejam geralmente solúveis em água. Duas substâncias polares são muito solúveis entre si e também entre duas moléculas apolares, graças às interações de Van der Waals.
Outros exemplos:
Fluoreto de hidrogênio , flúor sendo mostrado em amarelo.
Fluoreto de hidrogênio: a área vermelha representa a região parcialmente carregada negativamente
Amônia : o dupleto não vinculativo é mostrado em amarelo, os átomos de hidrogênio em branco
Amônia: a área vermelha representa a região parcialmente carregada negativamente
Ozônio
Uma molécula pode ser apolar por dois motivos: ou suas ligações são pouco ou não polares, resultando em uma distribuição simétrica de elétrons em toda a molécula, ou porque as cargas criadas pelas ligações polares são distribuídas simetricamente, fazendo com que os baricentros coincidam. Positivo e negativo cobranças.
Exemplos de compostos não polares comuns são hidrocarbonetos e gorduras. Muitas dessas moléculas também são insolúveis em água à temperatura ambiente ( hidrofobicidade ), um solvente polar. No entanto, muitos solventes orgânicos são capazes de se dissolver em compostos polares. Exemplos:
Oxigênio