Momento Dipolar

Referência : Lima, L.S., (2015) Momento Dipolar, Rev. Ciência Elem., V3(3):182
Autor: Luis Spencer Lima
Editor: Jorge Gonçalves
DOI: [http://doi.org/10.24927/rce2015.182]

Um dipolo eléctrico é o conjunto de duas cargas de igual módulo mas sinal oposto, separadas por uma determinada distância. As moléculas podem constituir dipolos se existir separação de cargas eléctricas devido à distribuição não uniforme dos electrões em torno dos átomos, provocada pelas diferenças de electronegatividade entre estes. O momento de um dipolo, ou momento dipolar é uma grandeza vectorial ( $\vec{\mu}$ ) cuja magnitude ( $\mu$ ) é igual ao produto da carga eléctrica pela distância que separa as cargas, tem a direcção do segmento de recta que une os centros das cargas e o sentido da carga negativa para a positiva. A convenção oposta é utilizada por alguns autores, mas a IUPAC desaconselha-a. O momento dipolar é normalmente expresso em unidades Debye (D) que, embora não seja a unidade SI (que é o C $\cdot$ m, Coulomb $\cdot$ metro, 1 C $\cdot$ m = 2,997 924 58 D), é a mais usada à escala molecular.

As ligações químicas polares apresentam um momento dipolar associado. O momento dipolar de uma ligação química entre dois átomos depende da sua diferença de electronegatividades e do comprimento da ligação. Quanto maior for essa diferença e o comprimento de ligação, maior é o momento dipolar dessa mesma ligação. Numa ligação química, ao átomo mais electronegativo é atribuída uma maior densidade electrónica ( $\delta^-$ ) e ao outro átomo é atribuída menor densidade ( $\delta^+$ ). O momento dipolar da ligação é $\vec{\mu} = \delta \cdot \vec x$ em que $\vec x$ é o vector de magnitude igual ao comprimento da ligação e sentido da carga negativa para a carga positiva.

Numa molécula, o momento dipolar $\vec{\mu}$ é igual à soma dos momentos dipolares de todas as ligações químicas entre os átomos que a constituem e depende da sua geometria. Se todas as ligações químicas forem apolares, então a molécula resultante é apolar ( $\vec{\mu}$ é nulo). Se a molécula contém ligações polares, então ela pode ser polar ou apolar. Uma molécula que contém ligações polares é apolar quando a sua geometria é tal que a resultante dos momentos dipolares de todas as ligações é nula.

Considerem-se as moléculas O₂, HCl, KBr, CO₂ e H₂O. Quando uma molécula é constituída por dois átomos do mesmo elemento, não há separação de carga, logo o momento dipolar é nulo. É o que se passa com a molécula de oxigénio, O₂. Já na molécula de HCl (cloreto de hidrogénio), o átomo de cloro é mais electronegativo que o átomo de hidrogénio ( $\Delta\chi$ = 0,96), o que resulta numa ligação polar $H^{\delta^+} \leftarrow Cl^{\delta^-}$ , com momento dipolar de 1,05 D.^[1] Na molécula de KBr (brometo de potássio), a diferença de electronegatividade entre os átomos é bastante considerável ( $\Delta\chi$ = 2,14), o que resulta num momento dipolar maior, $\mu$ = 10,41 D.^[2] Na molécula de CO₂, a diferença de electronegatividade entre os átomos de oxigénio e carbono é $\Delta\chi$ = 0,89 o que faz com que cada ligação C=O seja polar, com $O^{\delta^-}$ e $C^{\delta^+}$ . No entanto como a molécula é linear, os vectores de ambas as ligações C=O anulam-se, resultando na molécula de CO₂ apolar ( $\mu$ = 0 D). Por fim, na molécula de H₂O, a diferença de electronegatividade entre os átomos é $\Delta\chi$ = 1,24, o que faz com que cada ligação H–O seja polar, com $O^{\delta^-}$ e $H^{\delta^+}$ . Ao contrário da molécula de CO₂, a molécula de H₂O não é linear mas sim angular, o que faz com que a soma dos vectores $\vec{\mu}$ de cada ligação H–O não seja nula, mas antes resulte num momento dipolar com uma magnitude $\mu$ = 1,85 D ^[3] (molécula polar).