Por que uma ligação química covalente entre 2 átomos com eletronegatividades diferentes é chamada de ligação covalente polar?

Passo 1

O que o enunciado pergunta: “Por que uma ligação química covalente entre 2 átomos com eletronegatividades diferentes é chamada de ligação covalente polar?”
Informações dadas (explicitadas):
  • Há uma ligação covalente entre dois átomos.
  • Os dois átomos têm eletronegatividades diferentes.
    O pedido é explicar o motivo físico/qualitativo (e usar a linguagem certa) que leva a chamar essa ligação de “covalente polar”.

Passo 2

O que é uma ligação covalente (explicação didática e passo a passo).
  • Ligação covalente é quando dois átomos compartilham um ou mais pares de elétrons para completar suas camadas eletrônicas externas.
  • Importante: “compartilhar” não implica que os elétrons ficam exatamente no meio entre os núcleos; depende de quem atrai os elétrons com mais força.
  • Pense numa corda que dois amigos seguram para puxar um carrinho: se os dois puxam com a mesma força, a corda fica no meio; se um puxa mais forte, a corda desloca-se para o lado dele. Aqui os elétrons são a “corda” e a atração dos núcleos é a “força”.

Passo 3

O que é eletronegatividade e como ela influencia o compartilhamento.
  • Eletronegatividade ( \chi) é uma medida (relativa) da capacidade de um átomo de atrair elétrons quando está ligado a outro átomo.
  • Interpretação prática: quanto maior \chi, mais forte o átomo “puxa” os elétrons da ligação para si.
  • Quando dois átomos têm eletronegatividades diferentes, o elétron compartilhado passa a ficar, em média, mais próximo do átomo mais eletronegativo. Ou seja: o compartilhamento é desigual.

Passo 4

Como essa desigualdade gera polaridade (conceito de cargas parciais).
  • Se os elétrons da ligação ficam mais próximos de um átomo, esse átomo fica com uma carga parcial negativa, representada por \delta^-.
  • O outro átomo, tendo perdido um pouco da densidade eletrônica, fica com carga parcial positiva, representada por \delta^+.
  • Exemplo concreto (retirando valores típicos de escala de Pauling): \chi_H \approx 2{,}1 e \chi_{Cl} \approx 3{,}0. A diferença \Delta \chi = \chi_{Cl}-\chi_H \approx 0{,}9. Resultado: os elétrons ficam mais próximos do cloro, então em \text{H—Cl} temos \text{H}^{\delta^+}\!-\!\text{Cl}^{\delta^-}. Isso é uma ligação covalente polar porque há separação parcial de cargas.

Passo 5

Momento dipolar: a medida física da polaridade (fórmula e significado).
  • A polaridade de uma ligação pode ser quantificada pelo momento dipolar \mu. A fórmula mais simples é
\mu = q \cdot d
onde \mu é o momento dipolar, q é a carga (ou carga parcial efetiva) separada e d é a distância entre as cargas (em geral, a distância entre centros de carga).
  • Se \mu \neq 0 a ligação tem dipolo; \mu aponta do pólo positivo para o pólo negativo.
  • No exemplo \text{H—Cl}, como há \delta^+ em H e \delta^- em Cl, existe um momento dipolar não nulo, logo a ligação é polar.

Passo 6

Diferença entre ligação covalente polar, não polar e ligação iônica (gradiente contínuo).
  • Se \Delta \chi é muito pequena (próxima de zero), o compartilhamento é quase igual e a ligação é covalente apolar (ex.: \text{H—H}, \text{Cl—Cl}).
  • Se \Delta \chi é moderada, temos ligação covalente polar (ex.: \text{H—Cl}, \text{H—O}).
  • Se \Delta \chi é muito grande, a transferência de elétrons pode ser quase total e a ligação tem caráter iônico (ex.: \text{Na—Cl}).
    Observação prática: tabelas e livros costumam usar faixas aproximadas, por exemplo \Delta \chi \lesssim 0{,}4 não polar, 0{,}4\lesssim\Delta \chi\lesssim 1{,}7 polar covalente, e \Delta \chi \gtrsim 1{,}7 tende a iônica — mas esses números são guias aproximados, não leis rígidas.

Passo 7

Importante: polaridade da ligação ≠ polaridade da molécula inteira (geometria importa).
  • Mesmo que cada ligação seja polar (tenha \mu\neq0), os momentos dipolares de várias ligações podem se somar ou se cancelar dependendo da geometria da molécula.
  • Exemplo que ajuda na prova: \text{CO}_2 — cada ligação C–O é polar, mas a molécula é linear e os dipolos se cancelam → molécula apolar. Já \text{H}_2\text{O} é angular (em forma de V), os dipolos não se cancelam → molécula polar.
  • Dica de prova: primeiro verifique polaridade das ligações (comparando \chi); depois veja a geometria da molécula para decidir se os vetores dipolares se cancelam.

Passo 8

Resumo prático para responder rápido numa prova (passos simples a decorar).
  1. Identifique os dois átomos e compare \chi de cada um (use tabela/valores memorizados).
  2. Se \chi diferentes → elétrons atraídos mais para o átomo com maior \chi → cargas parciais \delta^+ e \delta^-.
  3. Conclua: ligação covalente polar porque há separação desigual de carga (momento dipolar \mu\neq0).
  4. Se pedirem polaridade da molécula inteira, analise a simetria/geomtria e some vetorialmente os dipolos.

Resposta

Porque a diferença de eletronegatividade faz com que os elétrons compartilhados fiquem mais próximos do átomo mais eletronegativo, gerando cargas parciais ( \delta^+ e \delta^-) e um momento dipolar ( \mu\neq0), ou seja, uma distribuição de carga desigual — daí o nome “covalente polar”.

Exercícios relacionados