Classifique os compostos abaixo em polar, apolar. Justifique.
\mathrm{CO}_{2}

Passo 1

O enunciado pede para classificar o composto dado em polar ou apolar e justificar. O composto é \mathrm{CO}_2. Informações relevantes que temos do enunciado: a fórmula molecular \mathrm{CO}_2 (um átomo de carbono ligado a dois oxigênios).

Passo 2

Conceitos que vamos usar (explicados passo a passo):
  • Ligação polar vs apolar: uma ligação entre dois átomos é polar se houver diferença de eletronegatividade, o que cria um dipolo elétrico apontando do átomo menos eletronegativo para o mais eletronegativo. A magnitude qualitativa da polaridade da ligação pode ser estimada pela diferença de eletronegatividade \Delta \chi.
  • Momento dipolar molecular: cada ligação polar gera um vetor dipolo \vec{\mu}. O momento dipolar total da molécula é a soma vetorial desses vetores. Se a soma vetorial for diferente de zero, a molécula é polar; se a soma vetorial for zero, a molécula é apolar (não polar).
  • Geometria molecular (VSEPR): a forma da molécula determina a direção dos vetores dipolares. Para avaliar se os vetores se cancelam precisamos conhecer a geometria (ângulos entre ligações).
Vou explicar cada conceito com calma para você aplicar numa prova:
  • Eletronegatividade: é uma medida de quanto um átomo atrai elétrons numa ligação. Valores aproximados importantes: \chi(\mathrm{C})=2{,}55 e \chi(\mathrm{O})=3{,}44.
  • Diferença \Delta \chi indica polaridade de ligação: se \Delta \chi for próxima de zero é ligação apolar; se for significativa (por exemplo >0{,}4) é ligação polar covalente (há regras práticas, não rígidas).
  • Para somar dipolos vetorialmente, imagine setas com uma ponta positiva no átomo menos eletronegativo e a ponta negativa no mais eletronegativo.

Passo 3

Aplicando a eletronegatividade a \mathrm{CO}_2:
  • Calcule a diferença aproximada para a ligação \mathrm{C}\!-\!\mathrm{O}: \Delta \chi=\chi(\mathrm{O})-\chi(\mathrm{C})=3{,}44-2{,}55=0{,}89.
  • Conclusão: \Delta \chi\approx0{,}89 indica que cada ligação \mathrm{C}=\mathrm{O} é polar (os elétrons são puxados mais para o oxigênio). Portanto há dipolos individuais em cada ligação apontando de \mathrm{C} para \mathrm{O}.

Passo 4

Determinar a geometria de \mathrm{CO}_2:
  • O carbono no centro forma duas ligações duplas com dois oxigênios e não possui pares isolados que causem repulsão extra (par de elétrons livres no carbono). Assim o número de regiões de densidade eletrônica em torno do C é 2.
  • Pela teoria VSEPR, duas regiões implicam geometria linear com ângulo de ligação \,180^\circ. Então a molécula é linear: \mathrm{O}-\mathrm{C}-\mathrm{O} em linha reta.

Passo 5

Soma vetorial dos dipolos:
  • Temos dois vetores dipolo iguais em módulo (porque as duas ligações \mathrm{C}=\mathrm{O} são equivalentes) apontando cada um do carbono para um oxigênio, em direções exatamente opostas (ângulo de 180^\circ entre eles).
  • Escrevendo a soma vetorial:
\vec{\mu}_{\text{total}}=\vec{\mu}_1+\vec{\mu}_2
onde \vec{\mu}_1 aponta para a direita e \vec{\mu}_2 aponta para a esquerda com o mesmo módulo |\vec{\mu}_1|=|\vec{\mu}_2|. Vetores iguais e opostos somam zero, logo
\vec{\mu}_{\text{total}}=\vec{0}.
  • Interpretação prática: embora cada ligação seja polar, as polaridades se anulam devido à simetria e à geometria linear. Portanto não há dipolo permanente resultante.

Passo 6

Conclusão didática e dica de prova:
  • Regra rápida para provas: verifique primeiro se as ligações são polares (eletronegatividades) e depois veja a geometria. Se a molécula tiver simetria que coloca dipolos iguais em direções opostas (como linear, trigonal planar simétrico, tetraédrica com substituintes iguais, etc.), o resultado pode ser apolar mesmo com ligações polares.
  • No caso de \mathrm{CO}_2, ligações polares + geometria linear simétrica = dipolos se cancelam → molécula apolar.

Resposta

Apolar (não polar)

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