1. Classifique as ligações presentes nas moléculas de \mathrm{O}_{2}, \mathrm{NH}_{3}, \mathrm{H}_{2} \mathrm{O}, \mathrm{Cl}_{2}, \mathrm{CO}_{2} e \mathrm{CH}_{4}. Para cada molécula, explique o tipo de ligação química e as razões pelas quais ela ocorre. Demonstre sua representação de Lewis e estrutural.

Passo 1

O enunciado pede para classificarmos o tipo de ligação em cada molécula: \mathrm{O}_2, \mathrm{Cl}_2, \mathrm{CH}_4, \mathrm{CO}_2, \mathrm{NH}_3 e \mathrm{H}_2\mathrm{O}. Vamos usar conceitos de ligação covalente (polar vs. não-polar), diferença de eletronegatividade e a teoria VSEPR para justificar as geometrias. Também vamos desenhar as estruturas de Lewis (pares ligantes e não-ligantes) e as fórmulas estruturais simples.

Passo 2

Ligação covalente ocorre quando átomos compartilham elétrons. A polaridade da ligação depende da diferença de eletronegatividade \Delta\chi:
\Delta\chi<0,4: ligação não-polar.
0,4\le\Delta\chi\le1,7: ligação polar.
\Delta\chi>1,7: tende ao iônico (não presente aqui).
A geometria molecular vem da repulsão entre pares de elétrons (VSEPR), e a estrutura de Lewis mostra todos os pares ligantes e não-ligantes.

Passo 3

Homonucleares não-polares: \mathrm{O}_2 e \mathrm{Cl}_2 \mathrm{O}_2
Cada oxigênio tem 6 elétrons de valência e compartilha dois pares para formar dupla ligação não-polar.
Lewis:
:\mathrm{O}::=\colon\mathrm{O}:
Fórmula estrutural: \mathrm{O}=\mathrm{O} (linear). \mathrm{Cl}_2
Cada cloro tem 7 elétrons de valência e compartilha um par para ligação simples não-polar.
Lewis:
:\mathrm{Cl}-\mathrm{Cl}:
Fórmula estrutural: \mathrm{Cl}-\mathrm{Cl} (linear).

Passo 4

Hidrocarboneto tetraédrico não-polar: \mathrm{CH}_4
O carbono tem 4 elétrons, cada hidrogênio 1; formam quatro ligações simples iguais \Delta\chi=|\chi_C-\chi_H|\approx0,3, não-polares. Geometria tetraédrica (VSEPR AX_4).
Lewis (vista planar simplificada):
\begin{array}{c} \quad H\\\ \quad |\\\ H - C - H\\\ \quad |\\\ \quad H \end{array}
Fórmula estrutural: tetraédrica com ângulos \approx109{,}5^\circ.

Passo 5

Dióxido de carbono apolar por simetria: \mathrm{CO}_2
O carbono (4 val.) faz duas duplas ligações com oxigênios \Delta\chi\approx1,0, cada C=O é polar), mas o arranjo linear ( AX_2 cancela os vetores de dipolo, resultando molécula apolar.
Lewis:
\colon\mathrm{O}::=\mathrm{C}=\colon\mathrm{O}:
Fórmula estrutural: \mathrm{O}=C=\mathrm{O} (linear, 180^\circ).

Passo 6

Amônia polar trigonal-piramidal: \mathrm{NH}_3
O nitrogênio tem 5 elétrons e forma três ligações simples com H ( \Delta\chi\approx0,9, polar), restando um par isolado. Geometria VSEPR AX_3E é pirâmide trigonal, resultando momento de dipolo.
Lewis:
\begin{array}{c} \quad H\\\ \quad |\\\ H - N - H\\\ \quad\colon\colon \end{array}
Fórmula estrutural: pirâmide trigonal com ângulos \approx107^\circ.

Passo 7

Água polar angular: \mathrm{H}_2\mathrm{O}
O oxigênio (6 val.) faz duas ligações com H \Delta\chi\approx1,4, bem polar) e tem dois pares isolados. VSEPR AX_2E_2 dá estrutura angular ( \approx104{,}5^\circ, elevada polaridade.
Lewis:
\mathrm{H}-\mathrm{O}(\colon\colon)-\mathrm{H}
Fórmula estrutural: angular, com dois pares não-ligantes.

Resposta

\mathrm{O}_2: ligação covalente não-polar dupla; Lewis :\mathrm{O}::=\colon\mathrm{O}:, estrutural \mathrm{O}=\mathrm{O}. \mathrm{Cl}_2: covalente não-polar simples; Lewis :\mathrm{Cl}-\mathrm{Cl}:, estrutural \mathrm{Cl}-\mathrm{Cl}. \mathrm{CH}_4: covalente não-polar simples (4); Lewis tetraédrica (imagem), estrutural tetraédrica. \mathrm{CO}_2: covalente polar em C=O mas molécula apolar (linear); Lewis \colon\mathrm{O}::=\mathrm{C}=\colon\mathrm{O}:, estrutural \mathrm{O}=C=\mathrm{O}. \mathrm{NH}_3: covalente polar simples (3) + par isolado; Lewis pirâmide \begin{array}{c}H\\|\H-N-H\\colon\colon\end{array}, estrutura piramidal. \mathrm{H}_2\mathrm{O}: covalente polar simples (2) +2 pares isolados; Lewis \mathrm{H}-\mathrm{O}(\colon\colon)-\mathrm{H}, estrutura angular.

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