1. Para cada composto elencado abaixo, prediga o arranjo eletrônico, a geometria molecular e se seu caráter é polar ou apolar:
a) \mathrm{CHCl}_{3}

Passo 1

O enunciado pede, para o composto \mathrm{CHCl_3}:
  • prever o arranjo eletrônico (número e tipo de domínios eletrônicos ao redor do átomo central);
  • prever a geometria molecular (a forma que a molécula tem no espaço);
  • dizer se a molécula é polar ou apolar.
Informações dadas: apenas a fórmula molecular \mathrm{CHCl_3}.

Passo 2

Desenho da estrutura de Lewis (contagem de elétrons de valência) — passo a passo bem mastigado.
  • Contar elétrons de valência:
    • Carbono: \,4 elétrons;
    • Hidrogênio: \,1 elétron;
    • Cloro: \,7 elétrons cada; há três cloros: 3\times7=21.
    • Total: \,4+1+21=26 elétrons de valência.
  • Montagem da estrutura de Lewis:
    • Carbono será o átomo central (carbono costuma formar 4 ligações).
    • Fazer ligações simples C–H e C–Cl: cada ligação usa 2 elétrons.
    • Quatro ligações (uma para H e três para Cl) usam 4\times2=8 elétrons.
    • Elétrons restantes: 26-8=18 elétrons, que se distribuem como pares isolados nos átomos mais eletronegativos (os três Cl).
    • Cada Cl recebe 3 pares solitários (6 elétrons) para completar o octeto: 3\times6=18 elétrons — perfeito, sobra zero elétrons.
  • Resultado: estrutura com C ligado por quatro ligações simples a H e a três Cl; o C não tem pares isolados; cada Cl tem três pares isolados.
Observação sobre cargas formais: todas as átomos ficam com cargas formais próximas de zero (estrutura razoável e estável).

Passo 3

Determinar o arranjo eletrônico ao redor do átomo central (tipo de domínios eletrônicos).
  • Definição prática: um “domínio eletrônico” é cada ligação simples, ligação múltipla ou par isolado ao redor do átomo central; cada domínio ocupa espaço e determina a geometria segundo a regra de repulsão (VSEPR).
  • No caso de \mathrm{CHCl_3}, ao redor de C existem:
    • quatro ligações simples (a H e às três Cl);
    • zero pares isolados no C.
  • Portanto há \,4 domínios eletrônicos ao redor de C.
  • Arranjo eletrônico resultante para 4 domínios: \, \text{tetráédrico}áé.
    • Ângulo aproximado entre domínios: \,109{,}5^\circ.

Passo 4

Determinar a geometria molecular (forma dos átomos) a partir do arranjo eletrônico.
  • Quando não há pares isolados no átomo central, a geometria molecular coincide com o arranjo eletrônico.
  • Logo a geometria molecular de \mathrm{CHCl_3} é também \, \text{tetráédrica}áé — o carbono no centro e os quatro átomos H/Cl nos vértices de um tetraedro.

Passo 5

Decidir se a molécula é polar ou apolar — explicando o conceito e aplicando ao caso.
  • Conceito de polaridade molecular (em palavras simples):
    • Uma ligação entre dois átomos pode ser polar se houver diferença de eletronegatividade; isso cria um dipolo (uma setinha do polo positivo para o negativo).
    • A molécula como um todo é polar se a soma vetorial de todos os dipolos das ligações não se cancelar.
  • Eletronegatividades (valores de referência, escala de Pauling):
    • \chi(\mathrm{C})\approx2{,}55,
    • \chi(\mathrm{H})\approx2{,}20,
    • \chi(\mathrm{Cl})\approx3{,}16.
  • Polaridade das ligações na molécula:
    • Para \mathrm{C}\!-\!\mathrm{Cl}: diferença \approx3{,}16-2{,}55=0{,}61 → ligação moderadamente polar, com \mathrm{Cl} tendo carga parcial negativa ( \delta^-) e C parcial positiva ( \delta^+).
    • Para \mathrm{C}\!-\!\mathrm{H}: diferença \approx2{,}55-2{,}20=0{,}35 → ligação pouco polar; muitas vezes tratada como praticamente apolar, mas ligeiramente polar com C um pouco negativo.
  • Geometria + dipolos:
    • Em um tetraedro perfeito com quatro ligantes idênticos os dipolos se cancelam (ex.: \mathrm{CH_4} é apolar).
    • Em \mathrm{CHCl_3} há três dipolos \mathrm{C}\!-\!\mathrm{Cl} de mesma magnitude apontando para três vértices e um dipolo \mathrm{C}\!-\!\mathrm{H} (muito menor) no quarto vértice.
    • Esses três dipolos \mathrm{C}\!-\!\mathrm{Cl} não se cancelam completamente entre si porque faltou um quarto \mathrm{C}\!-\!\mathrm{Cl} simétrico; a presença do H quebra a simetria.
    • Resultado: soma vetorial dos dipolos ≠ 0; a molécula apresenta um momento dipolar resultante apontando na direção aproximada das três ligações \mathrm{C}\!-\!\mathrm{Cl}.
  • Conclusão: \mathrm{CHCl_3} é uma molécula polar. (Para referência experimental: momento dipolar de \mathrm{CHCl_3} \approx1{,}04\\ \mathrm{D}, mostrando polaridade significativa.)

Passo 6

Comparações rápidas para fixar o conceito (exemplos simples — ajuda na prova):
  • \mathrm{CH_4}: quatro ligações idênticas → tetraédrica e apolar (dipolos se cancelam).
  • \mathrm{CCl_4}: quatro \mathrm{C}\!-\!\mathrm{Cl} idênticas e tetraédrica → apolar (os quatro dipolos iguais se cancelam).
  • \mathrm{CH_3Cl}: três \mathrm{C}\!-\!\mathrm{H} e uma \mathrm{C}\!-\!\mathrm{Cl} → tetráédrica, mas não simétrica entre ligantes → polar (mesma ideia que em \mathrm{CHCl_3}, só que com um Cl em vez de três).
    Esses exemplos mostram: não basta olhar para se as ligações são polares; é preciso ver a geometria e a simetria para saber se os dipolos se cancelam.

Passo 7

Dicas práticas para a prova (resumo de passos que você pode aplicar rápido):
  1. Faça a estrutura de Lewis e conte os domínios no átomo central.
  2. Use a tabela rápida: 2 domínios → linear; 3 → trigonal plana; 4 → tetraédrico; 5 → bipirâmide trigonal; 6 → octaédrico.
  3. Verifique pares isolados no átomo central (alteram a geometria molecular).
  4. Compare eletronegatividades para saber a direção dos dipolos de cada ligação.
  5. Pense em vetores: se a molécula tem simetria que faz os vetores cancelar, é apolar; caso contrário, polar.
    Se ficar nervoso, execute esses passos em pequena lista — fica fácil e rápido.

Resposta

Arranjo eletrônico: \text{tetráédrico}áé
Geometria molecular: \text{tetráédrica}áé
Caráter: polar (momento dipolar resultante não nulo, \mu\approx1{,}04\\ \mathrm{D})

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