Considere as seguintes moléculas: \mathrm{H}_{2} \mathrm{O} ; \mathrm{PCl}_{3} ; \mathrm{BH}_{3} ; \mathrm{SF}_{4} e \mathrm{CO}_{2}.
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 \mathrm{H}_{2}\mathrm{O}, \mathrm{PCl}_{3}, \mathrm{BH}_{3}, \mathrm{SF}_{4} e \mathrm{CO}_{2}, com justificativa.
  • (b) Indicar as espécies apolares entre as mesmas, com justificativa.
Informações relevantes que o enunciado deu:
  • A lista das cinco moléculas: \mathrm{H}_{2}\mathrm{O}, \mathrm{PCl}_{3}, \mathrm{BH}_{3}, \mathrm{SF}_{4}, \mathrm{CO}_{2}.
  • 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 ( \delta^-), o outro com \delta^+. Vou usar valores aproximados da escala de Pauling para comparar eletronegatividades: \mathrm{H}=2{,}1, \mathrm{B}=2{,}0, \mathrm{C}=2{,}5, \mathrm{P}=2{,}1, \mathrm{S}=2{,}5, \mathrm{O}=3{,}5, \mathrm{Cl}=3{,}0, \mathrm{F}=4{,}0.
  • Momento dipolar de ligação: proporcional à diferença de eletronegatividade e à distância entre átomos; direção do vetor é do \delta^+ para o \delta^-.
  • 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):
  1. Identificar o átomo central e contar elétrons de valência (usarei números em cima).
  2. Montar a estrutura de Lewis rápida para contar ligações e pares isolados no átomo central.
  3. Determinar a geometria eletrônica e a geometria molecular (VSEPR).
  4. Verificar polaridade das ligações usando diferenças de eletronegatividade.
  5. 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

  1. Átomo central: oxigênio. Elétrons de valência: \mathrm{O}:6.
  2. Ligantes: dois hidrogênios ( 2\times 1 ligação simples). Elétrons usados em ligações: 2\times 2=4. Restam 6-4=2 elétrons (um par isolado) em termos de contagem por par; na prática o oxigênio tem dois pares isolados (pois 6 valência - dois pares de ligação = quatro elétrons = dois pares isolados). Portanto, pares ligantes = 2; pares isolados = 2.
  3. Geometria eletrônica: tetraédrica (4 domínios eletrônicos). Geometria molecular (shape): angular (bent), com ângulo aproximado 104{,}5^\circ.
  4. Polaridade de ligações: diferença de eletronegatividade \Delta\chi = 3{,}5 - 2{,}1 = 1{,}4. Ligações \mathrm{O}\!-\!\mathrm{H} são polares (oxigênio \delta^-, hidrogênios \delta^+).
  5. Soma vetorial: a molécula é angular (não linear) — os dois vetores \mathrm{O}\!-\!\mathrm{H} não se cancelam; resultante aponta na direção do oxigênio. Portanto há um momento dipolar líquido diferente de zero.
    Conclusão: \mathrm{H}_{2}\mathrm{O} é polar.

Passo 5

  1. Átomo central: fósforo. Elétrons de valência: \mathrm{P}:5.
  2. Três ligações P–Cl usam 3\times 2=6 elétrons; restam 5-3=2 elétrons em contagem por par → um par isolado no fósforo. Assim pares ligantes = 3; pares isolados = 1.
  3. Geometria eletrônica: tetraédrica (4 domínios). Geometria molecular: piramidal trigonal (trigonal pyramidal), semelhante à do \mathrm{NH}_3.
  4. Polaridade das ligações: \Delta\chi = 3{,}0 - 2{,}1 = 0{,}9. Ligações P–Cl são moderadamente polares (Cl mais \delta^-, P \delta^+).
  5. 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: \mathrm{PCl}_{3} é polar.

Passo 6

  1. Átomo central: boro. Elétrons de valência: \mathrm{B}:3.
  2. Três ligações B–H usam 3\times 2=6 elétrons; boron fica com três pares ligantes e nenhum par isolado (estrutura deficiente em elétrons, mas padrão para \mathrm{BH}_3).
  3. Geometria eletrônica e molecular: trigonal planar (ângulos 120^\circ).
  4. Polaridade das ligações: \Delta\chi = 2{,}1 - 2{,}0 = 0{,}1 (praticamente nula). Mesmo considerando uma pequena diferença, as ligações B–H são essencialmente apolares.
  5. 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: \mathrm{BH}_{3} é apolar.

Passo 7

  1. Átomo central: enxofre. Elétrons de valência: \mathrm{S}:6.
  2. Quatro ligações S–F usam 4\times 2=8 elétrons; restam 6-4=2 elétrons → um par isolado no S. Então pares ligantes = 4; pares isolados = 1.
  3. 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.
  4. Polaridade das ligações: \Delta\chi = 4{,}0 - 2{,}5 = 1{,}5. Ligação S–F é bastante polar (F \delta^-, S \delta^+).
  5. 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: \mathrm{SF}_{4} é polar.

Passo 8

  1. Átomo central: carbono. Elétrons de valência: \mathrm{C}:4.
  2. Duas ligações duplas C=O; no carbono não há pares isolados. Pares ligantes (domínios): 2; pares isolados: 0.
  3. Geometria eletrônica e molecular: linear (ângulo 180^\circ).
  4. Polaridade das ligações: \Delta\chi = 3{,}5 - 2{,}5 = 1{,}0. Cada ligação C=O é polar, com oxigênio \delta^- e carbono \delta^+.
  5. 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: \mathrm{CO}_{2} 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: \mathrm{H}_{2}\mathrm{O}, \mathrm{PCl}_{3}, \mathrm{SF}_{4}.\n
b) Espécies apolares: \mathrm{BH}_{3}, \mathrm{CO}_{2}.

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