Dipolos

Definición de dipolo en química

Los dipolos se producen cuando los electrones se reparten de forma desigual entre los átomos de una misma molécula debido a una gran diferencia en la electronegatividad de los átomos implicados.

Determinación y formación de un dipolo

La formación de un dipolo depende de la polaridad de un enlace, que viene determinada por la diferencia de electronegatividad entre los dos átomos que intervienen en el enlace.

Tipos de enlaces

Los tres tipos de enlace con los que debes estar familiarizado son los enlaces covalentes no polares, los enlaces covalentes polares y los enlaces iónicos.

En los enlaces covalentes no polares, los electrones se reparten por igual entre los átomos. En los enlaces covalentes polares, los electrones se reparten de forma desigual entre los átomos. En los enlaces iónicos, los electrones se transfieren.

• En los enlaces iónicos no hay dipolos.
• En los enlaces covalentes polares, siempre hay dipolos.
• Los enlaces covalentes no polares tienen dipolos, pero se anulan debido a la simetría.

Predecir la polaridad de los enlaces

Para determinar si un enlace es covalente no polar, covalente polar o iónico, debemos fijarnos en los valores de electronegatividad de los átomos implicados y calcular la diferencia entre ellos.

• Si la diferencia de electronegatividad es inferior a 0,4 → enlace covalente no polar
• Si la diferencia de electronegatividad está entre 0,4 y 1,7 → enlace covalente polar
• Si la diferencia de electronegatividad es superior a 1,7 → enlace iónico

Los valores de electronegatividad vienen dados por la escala de electronegatividad de Pauling. En la tabla periódica que aparece a continuación, podemos ver los valores de electronegatividad de cada elemento. Observa la tendencia: la electronegatividad aumenta de izquierda a derecha y disminuye hacia abajo en un grupo.

_{Fig.1-Tabla periódica de la escala de electronegatividad de Pauling}

¡Veamos un ejemplo!

Momento dipolar en Química

Para medir la separación de cargas en una molécula utilizamos el momento dipolar . Los momentos dipolares están presentes en las moléculas polares que tienen formas asimétricas porque, en las formas asimétricas, los dipolos no se anulan.

Para mostrar el momento dipolar, utilizamos flechas que apuntan hacia el elemento más electronegativo. Por ejemplo, en la figura siguiente podemos ver una molécula de HCl y una de _SO3 .

• En el HCl, el cloro tiene un valor de electronegatividad mayor que el hidrógeno. Por tanto, el cloro tendrá una carga negativa parcial y el hidrógeno tendrá una carga positiva parcial. Como el cloro es más electronegativo, la flecha del dipolo apuntará hacia el cloro.
• En el _SO3, el átomo de oxígeno tiene un valor de electronegatividad superior al de los átomos de azufre. Por tanto, el átomo de azufre tendrá una carga positiva parcial y los átomos de oxígeno tendrán una carga negativa parcial. En esta molécula, la simetría hace que los dipolos se anulen entre sí. Por tanto, el SO3 no_tiene momento dipolar.

El momento dipolar de un enlace puede calcularse mediante la siguiente ecuación: $\mu =Q*\overrightarrow{r}$ donde $Q$ es la magnitud de las cargas parciales δ+ ^{y δ-} , y $r$ es el vector distancia entre las dos cargas. Puedes pensar en el vector distancia como una flecha que apunta al elemento más electronegativo desde el menos electronegativo. El momento dipolar se mide en unidades Debye (D). Cuanto mayor es el momento dipolar del enlace, más polar es el enlace.

El momento dipolarde una molécula es la suma de los momentos dipolares de los enlaces. Por eso es importante que utilicemos vectores. Los vectores tienen una propiedad llamada direccionalidad, que significa que apuntan de algún sitio a algún sitio. Si dos vectores tienen la misma longitud y apuntan en direcciones opuestas (+ y -), su suma será cero. Así que, en teoría, si la molécula es perfectamente simétrica, es decir, si todos los vectores suman 0, el momento dipolar de toda la molécula será cero. Bien, veamos un ejemplo.

Tipos de dipolo en química

Los tres tipos de interacciones dipolares que puedes encontrar se denominan ion-dipolo, dipolo-dipolo y dipolo inducido-dipolo inducido (fuerzas de dispersión de Londres).

Ión-dipolo

La interacción ion-dipolo se produce entre un ion y una molécula polar (dipolo). Cuanto mayor sea la carga del ion, mayor será la fuerza de atracción ion-dipolo. Un ejemplo de ion-dipolo es el ion sodio en el agua.

Fig.3-Fuerzas ion-dipolo que mantienen el ion sodio y el agua

Otro tipo de interacción en la que intervienen iones es la fuerza dipolar inducida por iones. Esta interacción se produce cuando un ion cargado induce un dipolo temporal en una molécula no polar. Por ejemplo, el ^Fe3+ puede inducir un dipolo temporal en el _O2, ¡dando lugar a una interacción dipolar inducida por iones!

Dipolo-Dipolo

Cuando dos moléculas polares que poseen dipolos permanentes están cerca la una de la otra, unas fuerzas atractivas llamadas interacciones dipolo-dipolo mantienen unidas a las moléculas. Las interacciones dipolo-dipolo son fuerzas atractivas que se producen entre el extremo positivo de una molécula polar y el extremo negativo de otra molécula polar. Un ejemplo común de fuerzas dipolo-dipolo se observa entre moléculas de HCl. En el HCl, los átomos de H parcialmente positivos son atraídos por los átomos de Cl parcialmente negativos de otra molécula.

Fig.4-Fuerzas dipolo-dipolo entre moléculas de HCl

Enlace de hidrógeno

Un tipo especial de interacción dipolo-dipolo es el enlace de hidrógeno. El enlace de hidrógeno es una fuerza intermolecular que se produce entre el átomo de hidrógeno unido covalentemente a un N, O o F y otra molécula que contiene N, O o F. Por ejemplo, en el agua (_H2O), el átomo de H unido covalentemente al oxígeno se siente atraído por el oxígeno de otra molécula de agua, creando el enlace de hidrógeno.

Fig.5-El enlace de hidrógeno entre moléculas de agua

Fuerzas dipolares inducidas por dipolos

Las fuerzas dipolares inducidas por dipolos surgen cuando una molécula polar con un dipolo permanente induce un dipolo temporal en una molécula no polar. Por ejemplo, las fuerzas dipolares inducidas por dipolos pueden mantener unidas moléculas de HCl y átomos de He.

Fuerzas de dispersión de London

Dipolo inducido Las interacciones dipolo inducido también se conocen como fuerzas de dispersión de London. Este tipo de interacción está presente en todas las moléculas, pero es más importante cuando se trata de moléculas no polares. Las fuerzas de dispersión de London se producen debido al movimiento aleatorio de los electrones en la nube de electrones. Este movimiento produce un momento dipolar débil y temporal. Por ejemplo, las fuerzas de dispersión de London son el único tipo de fuerza atractiva que mantiene unidas a las moléculas de _F2.

Ejemplos de dipolos en química

Ahora que entiendes mejor qué son los dipolos, ¡vamos a ver más ejemplos! En la figura siguiente puedes ver la estructura de la acetona. La acetona, _C3H6O, es una molécula polar con un dipolo de enlace.

Fig.6-Dipolos en la acetona

Otro ejemplo común de molécula que contiene dipolos es el tetracloruro de carbono, CCl4_. El tetracloruro de carbono es una molécula no polar que contiene enlaces polares y, por tanto, tiene dipolos presentes. Sin embargo, el dipolo neto es cero debido a su estructura tetraédrica, en la que los dipolos de enlace se oponen directamente entre sí.

Fig.7-Estructura del tetracloruro de carbono

¡Veamos un último ejemplo!

Los dipolos pueden intimidar un poco, pero una vez que le cojas el truco, ¡te parecerá sencillo!

_Referencias:

_{Saunders, N. (2020). Química Supersencilla: The Ultimate Bitesize Study Guide. Londres: Dorling Kindersley.}

_{Timberlake, K. C. (2019). Química: Una introducción a la Química general, orgánica y biológica. Nueva York, NY: Pearson.}

_{Malone, L. J., Dolter, T. O. y Gentemann, S. (2013). Conceptos básicos de Química (8ª ed.). Hoboken, NJ: John Wiley & Sons.}

_{Brown, T. L., LeMay, H. E., Bursten, B. E., Murphy, C. J., Woodward, P. M., Stoltzfus, M., & Lufaso, M. W. (2018). Química: La ciencia central (13ª ed.). Harlow, Reino Unido: Pearson.}