Considere as seguintes moléculas: (a) \mathrm{H}_{2} \mathrm{O}; (b) \mathrm{CO}_{2}; (c) \mathrm{CCl}_{4}; (d) \mathrm{NH}_{3}; (e) ClF (i) Em que composto as ligações são mais polares? (ii)Quais compostos da lista não são polares? (iii) Qual átomo no ClF é mais carregado negativamente?

Passo 1

O enunciado lista cinco moléculas: \mathrm{H}_{2}\mathrm{O}, \mathrm{CO}_{2}, \mathrm{CCl}_{4}, \mathrm{NH}_{3} e ClF, e pede:
(i) em qual ligações são mais polares;
(ii) quais moléculas não são polares;
(iii) em ClF, qual átomo é mais carregado negativamente.
Para isso vamos usar o conceito de polaridade de ligação (diferença de eletronegatividade) e de polaridade molecular (geometria e cancelamento dos momentos dipolares).

Passo 2

Listamos as eletronegatividades na escala de Pauling:
EN(\mathrm{H})=2,20,\quad EN(\mathrm{C})=2,55,\quad EN(\mathrm{N})=3,04,\quad EN(\mathrm{O})=3,44,\quad EN(\mathrm{Cl})=3,16,\quad EN(\mathrm{F})=3,98.

Passo 3

Calculamos a diferença de eletronegatividade para cada tipo de ligação:
\Delta EN(\mathrm{O\!-\!H})=|3,44-2,20|=1,24,
\Delta EN(\mathrm{C\!-\!O})=|3,44-2,55|=0,89,
\Delta EN(\mathrm{C\!-\!Cl})=|3,16-2,55|=0,61,
\Delta EN(\mathrm{N\!-\!H})=|3,04-2,20|=0,84,
\Delta EN(\mathrm{Cl\!-\!F})=|3,98-3,16|=0,82.

Passo 4

A ligação mais polar é aquela com maior \Delta EN, ou seja, a ligação O–H em \mathrm{H}_{2}\mathrm{O} (1,24).

Passo 5

Para saber quais moléculas não são polares, examinamos a geometria e o cancelamento dos dipolos:
\mathrm{CO}_{2} é linear e seus dois dipolos C–O se anulam.
\mathrm{CCl}_{4} é tetraédrica e os quatro dipolos C–Cl se anulam.
As demais ( \mathrm{H}_{2}\mathrm{O}, \mathrm{NH}_{3} e ClF) têm geometria assimétrica e são polares.

Passo 6

Em ClF o átomo mais eletronegativo é o flúor, logo é ele que fica com a maior carga parcial negativa ( \delta^-).

Resposta

(i) \mathrm{H}_{2}\mathrm{O}
(ii) \mathrm{CO}_{2} e \mathrm{CCl}_{4}
(iii) O átomo de flúor (F) é o mais carregado negativamente em ClF.

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