Considere as seguintes moléculas:
e
.
a) Indique as espécies polares. Justifique.
b) Indique as espécies apolares. Justifique.
a) Indique as espécies polares. Justifique.
b) Indique as espécies apolares. Justifique.
Passo 1
O enunciado pede duas coisas:
- (a) Indicar as espécies polares entre
, , , e , com justificativa. - (b) Indicar as espécies apolares entre as mesmas, com justificativa.
Informações relevantes que o enunciado deu:
- A lista das cinco moléculas:
, , , , . - Não foram dadas figuras; usarei regras clássicas (estrutura de Lewis + VSEPR + eletronegatividade) para justificar polaridade.
Passo 2
Conceitos-chave que vamos usar (explicação didática e simples):
- Ligação polar: ocorre quando dois átomos ligados têm eletronegatividades diferentes; o átomo mais eletronegativo atrai a densidade eletrônica e fica com carga parcial negativa (
), o outro com . Vou usar valores aproximados da escala de Pauling para comparar eletronegatividades: , , , , , , , . - Momento dipolar de ligação: proporcional à diferença de eletronegatividade e à distância entre átomos; direção do vetor é do
para o . - Momento dipolar molecular (resultado): soma vetorial dos momentos dipolares de cada ligação. Mesmo que ligações sejam polares, se os vetores se cancelarem (por simetria) a molécula é apolar; se não se cancelarem, é polar.
- Geometria molecular (VSEPR): conta-se pares de elétrons ao redor do átomo central (pares ligantes + pares isolados) para determinar a geometria eletrônica; a geometria molecular (shape) decorre de como os pares ligantes são posicionados considerando repulsões. Pares isolados ocupam mais espaço e “empurram” ligações, alterando ângulos e simetrias.
Passo 3
Método que aplicarei para cada molécula (passo a passo prático que você pode usar na prova):
- Identificar o átomo central e contar elétrons de valência (usarei números em cima).
- Montar a estrutura de Lewis rápida para contar ligações e pares isolados no átomo central.
- Determinar a geometria eletrônica e a geometria molecular (VSEPR).
- Verificar polaridade das ligações usando diferenças de eletronegatividade.
- Somar vetorialmente (por argumentação de simetria) os dipolos de ligação para decidir se há dipolo resultante diferente de zero.
Vou aplicar exatamente isso para cada molécula. Vamos com calma e passo a passo.
Passo 4
- Átomo central: oxigênio. Elétrons de valência:
. - Ligantes: dois hidrogênios (
ligação simples). Elétrons usados em ligações: . Restam elétrons (um par isolado) em termos de contagem por par; na prática o oxigênio tem dois pares isolados (pois valência - dois pares de ligação = quatro elétrons = dois pares isolados). Portanto, pares ligantes = ; pares isolados = . - Geometria eletrônica: tetraédrica (4 domínios eletrônicos). Geometria molecular (shape): angular (bent), com ângulo aproximado
. - Polaridade de ligações: diferença de eletronegatividade
. Ligações são polares (oxigênio , hidrogênios ). - Soma vetorial: a molécula é angular (não linear) — os dois vetores
não se cancelam; resultante aponta na direção do oxigênio. Portanto há um momento dipolar líquido diferente de zero.
Conclusão:é polar.
Passo 5
- Átomo central: fósforo. Elétrons de valência:
. - Três ligações P–Cl usam
elétrons; restam elétrons em contagem por par → um par isolado no fósforo. Assim pares ligantes = ; pares isolados = . - Geometria eletrônica: tetraédrica (4 domínios). Geometria molecular: piramidal trigonal (trigonal pyramidal), semelhante à do
. - Polaridade das ligações:
. Ligações P–Cl são moderadamente polares (Cl mais , P ). - Soma vetorial: na forma piramidal, os três vetores P–Cl não se anulam entre si porque há assimetria dada pelo par isolado que quebra a simetria planar; há uma componente resultante apontando da P para o conjunto de Cls (ou seja, existe momento dipolar líquido).
Conclusão:é polar.
Passo 6
- Átomo central: boro. Elétrons de valência:
. - Três ligações B–H usam
elétrons; boron fica com três pares ligantes e nenhum par isolado (estrutura deficiente em elétrons, mas padrão para ). - Geometria eletrônica e molecular: trigonal planar (ângulos
). - Polaridade das ligações:
(praticamente nula). Mesmo considerando uma pequena diferença, as ligações B–H são essencialmente apolares. - Soma vetorial: além das ligações serem quase apolares, a geometria é planar e simétrica (trigonal), então quaisquer pequenos dipolos se cancelariam por simetria. Assim o momento dipolar molecular é zero.
Conclusão:é apolar.
Passo 7
- Átomo central: enxofre. Elétrons de valência:
. - Quatro ligações S–F usam
elétrons; restam elétrons → um par isolado no S. Então pares ligantes = ; pares isolados = . - Geometria eletrônica: trigonal bipiramidal (5 domínios). Com um par isolado, a geometria molecular é do tipo “see-saw” (gangorra/serra) — isto é, uma pirâmide distorcida, não simétrica como trigonal planar ou linear.
- Polaridade das ligações:
. Ligação S–F é bastante polar (F , S ). - Soma vetorial: devido à geometria see-saw (um par isolado que ocupa posição equatorial preferencialmente e causa assimetria), os vetores dipolares das ligações S–F não se cancelam completamente. Logo existe um momento dipolar líquido.
Conclusão:é polar.
Passo 8
- Átomo central: carbono. Elétrons de valência:
. - Duas ligações duplas C=O; no carbono não há pares isolados. Pares ligantes (domínios):
; pares isolados: . - Geometria eletrônica e molecular: linear (ângulo
). - Polaridade das ligações:
. Cada ligação C=O é polar, com oxigênio e carbono . - Soma vetorial: as duas ligações polares estão em sentidos opostos ao longo da mesma linha (linear), então os dois vetores de igual magnitude e sentidos opostos se cancelam exatamente. Resultado: momento dipolar líquido zero.
Conclusão:é apolar.
Passo 9
Resumo conceitual rápido para memorizar na prova (dica amiga):
- Primeiro veja se as ligações são polares (eletronegatividades). Se todas as ligações forem apolares, a molécula é apolar.
- Se houver ligações polares, veja a geometria: geometrias muito simétricas (linear, trigonal planar, tetraédrica com substituintes idênticos, octaédrica com substituintes idênticos) tendem a cancelar dipolos; geometrias assimétricas (angular, piramidal, see-saw, etc.) tendem a produzir dipolo líquido.
- Pares isolados no átomo central quebram simetria e muitas vezes tornam a molécula polar.
Você consegue — respira fundo — aplica esses passos rápido na prova.
Resposta
a) Espécies polares:
,
,
.\n
b) Espécies apolares: ,
.
b) Espécies apolares: