Momento Dipolar y Polaridad Molecular: La Influencia de la Geometría en Compuestos Químicos

El Momento Dipolar: Concepto y Origen

También conocido como momento dipolar químico (μ), se define como la magnitud de la polaridad en un enlace químico. Este fenómeno surge cuando dos átomos se encuentran enlazados químicamente y sus electronegatividades son distintas. En tal caso, el átomo con mayor electronegatividad atraerá los electrones hacia sí, generando dos cargas opuestas (una parcial positiva y otra parcial negativa) en el enlace.

El momento dipolar de enlace (μ) se calcula como el producto entre el valor de las cargas (q) y la distancia (d) que las separa, es decir, la longitud del enlace. Se expresa mediante la siguiente fórmula:

μ = q · d

Unidades y Ejemplos de Momento Dipolar

La unidad más común para expresar el momento dipolar es el Debye (D). Un Debye equivale a 1 Armstrong por 1 estatocoulombio. Aunque la unidad estándar internacional (SI) para el momento dipolar es el culombio metro (C·m), esta es considerablemente grande para aplicaciones prácticas. A continuación, se presentan algunos factores de conversión útiles:

• 1 C·m = 2.9979 × 10²⁹ D
• 1 D = 3.336 × 10^-30 C·m

Los momentos dipolares en moléculas diatómicas varían generalmente entre 0 y 11 D. Por ejemplo:

• La molécula de Cl₂ tiene un momento dipolar de 0 D, lo que la clasifica como apolar, ya que ambos átomos tienen la misma electronegatividad.
• En contraste, la molécula de KBr en estado gaseoso presenta un momento dipolar de 10.5 D, siendo altamente polar debido a la gran diferencia de electronegatividad entre el potasio y el bromo.

La Influencia Crucial de la Geometría Molecular en la Polaridad

A menudo, la polaridad de una molécula no es tan intuitiva como la de un enlace individual. Consideremos la molécula de dióxido de carbono (CO₂). A pesar de la diferencia de electronegatividad entre los átomos de oxígeno y carbono, que sugeriría un momento dipolar de enlace distinto de cero para cada enlace C=O, se ha demostrado experimentalmente que la molécula de dióxido de carbono es apolar.

Esto se explica por la geometría molecular y la dirección de los vectores de momento dipolar (μ). Dado que los dos átomos de oxígeno se sitúan a ambos lados del átomo de carbono en una disposición lineal (O=C=O), los vectores de momento dipolar de cada enlace C=O son iguales en magnitud pero opuestos en dirección. Por lo tanto, se cancelan al sumarse vectorialmente, resultando en un momento dipolar molecular neto de cero.

Este ejemplo ilustra que la polaridad de una molécula no solo depende de los momentos dipolares de sus enlaces individuales, sino también, y de manera crucial, de su geometría molecular. La geometría es determinada por la Teoría de Repulsión de los Pares de Electrones de la Capa de Valencia (TREPEV), que predice la disposición tridimensional de los átomos en una molécula y, por ende, su polaridad global.