Forma e polarità molecolare

Momento di dipolo di una molecola

I legami covalenti polari collegano due atomi con diverse elettronegatività, lasciando un atomo con una carica positiva parziale (δ⁺) e l’altro atomo con una carica negativa parziale (δ^–), poiché gli elettroni vengono tirati verso l’atomo più elettronegativo. Questa separazione della carica dà origine a un momento di dipolo obbligazionario. La grandezza di un momento di dipolo di legame è rappresentata dalla lettera greca mu (μ) ed è data dalla formula mostrata qui, dove Q è la grandezza delle cariche parziali (determinata dalla differenza di elettronegatività) e r è la distanza tra le cariche: μ = Qr.

Questo momento di legame può essere rappresentato come un vettore, una quantità che ha sia direzione che magnitudine. I vettori di dipolo sono mostrati come frecce che puntano lungo il legame dall’atomo meno elettronegativo verso l’atomo più elettronegativo. Un piccolo segno più è disegnato sull’estremità meno elettronegativa per indicare l’estremità parzialmente positiva del legame. La lunghezza della freccia è proporzionale alla grandezza della differenza di elettronegatività tra i due atomi.

Fattori che determinano la polarità di una molecola

Un’intera molecola può anche avere una separazione della carica, a seconda della sua struttura molecolare e della polarità di ciascuno dei suoi legami. Se esiste una tale separazione di carica, si dice che la molecola sia una molecola polare; in caso contrario, si dice che la molecola non sia polare. Il momento del dipolo misura l’estensione della separazione netta della carica nella molecola nel suo complesso. Determiniamo il momento del dipolo aggiungendo i momenti di legame nello spazio tridimensionale, tenendo conto della struttura molecolare.

Per le molecole biatomiche, c’è un solo legame, quindi il suo momento di dipolo di legame determina la polarità molecolare. Le molecole biatomiche omonucleari come Br₂ e N₂ non hanno alcuna differenza nell’elettronegatività, quindi il loro momento di dipolo è zero. Per molecole eteronucleari come il CO, c’è un piccolo momento di dipolo. Per HF, c’è un momento di dipolo più grande perché c’è una maggiore differenza di elettronegatività.

Quando una molecola contiene più di un legame, la geometria deve essere presa in considerazione. Se i legami in una molecola sono disposti in modo tale che i loro momenti di legame si annullino (la somma vettoriale è uguale a zero), allora la molecola non è polare. Questa è la situazione della CO₂. Ognuno dei legami è polare, ma la molecola nel suo insieme non è polare. Dalla struttura di Lewis, e usando la teoria VSEPR, determiniamo che la_{molecola di} CO 2 è lineare con legami C=O polari sui lati opposti dell’atomo di carbonio. I momenti di legame si annullano perché sono puntati in direzioni opposte. Nel caso della molecola d’acqua, la struttura di Lewis mostra ancora una volta che ci sono due legami con un atomo centrale, e la differenza di elettronegatività mostra ancora una volta che ognuno di questi legami ha un momento di legame diverso da quello dizero. In questo caso, tuttavia, la struttura molecolare è piegata a causa delle coppie solitarie su O, e i due momenti di legame non si annullano. Pertanto, l’acqua ha un momento di dipolo netto ed è una molecola polare (dipolo).

In una molecola OCS, la struttura è simile alla CO₂, ma un atomo di zolfo sostituisce uno degli atomi di ossigeno.

Il legame C-O è considerevolmente polare. Sebbene C e S abbiano valori di elettronegatività molto simili, S è leggermente più elettronegativo di C, e quindi il legame C-S è solo leggermente polare. Poiché l’ossigeno è più elettronegativo dello zolfo, l’estremità dell’ossigeno della molecola è l’estremità negativa.

Il clorometano, CH₃Cl, è una molecola tetraedrica con tre legami C-H leggermente polari e un legame C-Cl più polare. Le relative elettronegatività degli atomi legati sono H < C < Cl, e quindi i momenti di legame puntano tutti verso l'estremità cl della molecola e sommano per produrre un considerevole momento di dipolo (le molecole sono relativamente polari).

Per molecole ad alta_simmetria come BF 3 (planare trigonale), CH₄ (tetraedro), PF₅ (bipirramidale trigonale) e SF₆ (ottaedro), tutti i legami sono di identica polarità (stesso momento di legame) .e sono orientati in geometrie che producono molecole non polari (il momento di dipolo è zero). Molecole di minore simmetria geometrica, tuttavia, possono essere polari anche quando tutti i momenti di legame sono identici. Per queste molecole, le direzioni dei momenti di legame uguale sono tali che si sommano per dare un momento di dipolo diverso da zero e una molecola polare. Esempi di tali molecole includono idrogeno solforato, H₂S (non lineare), e ammoniaca, NH₃ (piramidale trigonale)

Per riassumere, per essere polare, una molecola deve:

1. Contenere almeno un legame covalente polare.
2. Avere una struttura molecolare tale che la somma dei vettori di ogni momento di dipolo di legame non si annulla.

Questo testo è stato adattato da Openstax, Chemistry 2e, Section 7.6 Molecular Structure and Polarity.