Considere as moléculas de trifluoreto de boro \left(B F_{3}\right) e ozônio \left(O_{3}\right) e determine qual é apolar e qual é polar.

Passo 1

O enunciado pede para usar a teoria de VSEPR (repulsão dos pares eletrônicos) e a ideia de dipolo para decidir a polaridade das moléculas de trifluoreto de boro \bigl(BF_{3}\bigr) e de ozônio \bigl(O_{3}\bigr). Vamos então identificar a geometria eletrônica de cada uma, sua forma molecular e ver se os momentos de dipolo se cancelam ou não.

Passo 2

Em BF_{3} o boro central forma três ligações simples com flúor e não tem pares livres. Assim, há três regiões de densidade eletrônica, que se organizam em geometria trigonal plana com ângulo de \!120^\circ. Cada ligação B–F é polar (pois F é muito mais eletronegativo que B), mas pela simetria trigonal plana esses três vetores de dipolo se anularão mutuamente. Logo, a molécula não apresenta dipolo resultante.

Passo 3

Em O_{3} o oxigênio central forma duas ligações simples e tem um par de elétrons não ligantes. Há, portanto, três regiões de densidade eletrônica em geometria eletrônica trigonal plana, mas a forma molecular (desprezando o par livre) fica angular (curvada), com ângulo aproximado de \!117^\circ. Como a distribuição de ligações não é simétrica, os momentos de dipolo não se cancelam totalmente e sobra um dipolo resultante, tornando O_{3} uma molécula polar.

Resposta

BF_{3} é apolar. O_{3} é polar.

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