5- Considere as seguintes moléculas: \mathrm{NH}_{3}, \mathrm{CH}_{2} \mathrm{CHF}, \mathrm{BrF}_{5}.
a) Qual é a estrutura de Lewis de cada uma dessas moléculas?
b) Qual é o arranjo e a geometria das moléculas (para moléculas com mais de um átomo central, prediga a geometria em relação à cada átomo central)?
c) Qual(is) dessas moléculas é (são) polar(es) ? Justifique sua resposta.

Passo 1

O enunciado pede, para as moléculas \mathrm{NH}_3, \mathrm{CH}_2\mathrm{CHF} e \mathrm{BrF}_5, três coisas:
  • (a) a estrutura de Lewis de cada molécula;
  • (b) o arranjo (geometria eletrônica) e a geometria molecular (geometria das posições dos átomos). Se houver mais de um átomo central, prever a geometria em relação a cada átomo central;
  • (c) dizer quais são polares e justificar.
Informações dadas pelo enunciado: as fórmulas das três moléculas: \mathrm{NH}_3, \mathrm{CH}_2\mathrm{CHF} e \mathrm{BrF}_5.
Observação que vou adotar (sem te perguntar): vou interpretar \mathrm{CH}_2\mathrm{CHF} como \mathrm{CH}_2=\mathrm{CHF} (vinilfluoreto, isto é, duas carbonos ligados por dupla ligação, fórmula total \mathrm{C}_2\mathrm{H}_3\mathrm{F} ), que é a interpretação usual dessa notação.

Passo 2

Como desenhar estruturas de Lewis (receita passo a passo que vou aplicar nas três moléculas)
  1. Contar elétrons de valência: some os elétrons de valência de cada átomo.
  2. Montar uma ligação simples entre átomos (um par de elétrons = uma ligação \sigma).
  3. Distribuir elétrons restantes como pares isolados primeiro nos átomos externos (geralmente os halogênios e H). H só aceita 2 elétrons.
  4. Completar octeto dos átomos centrais (ou usar múltiplas ligações = ou \equiv se necessário).
  5. Para elementos da terceira linha ou abaixo (por ex. Br) pode haver octeto expandido (mais que 8 elétrons).
  6. Conferir cargas formais: a carga formal de um átomo é
\text{carga formal} = (\text{elétrons de valência}) - (\text{elétrons não-ligantes}) - \tfrac{1}{2}(\text{elétrons ligados}).éêéãé
Procura-se estruturas com cargas formais pequenas (de preferência zero).
7. Depois, para prever geometria: contar domínios de elétrons ao redor do átomo central (cada ligação simples/dupla/tripla conta como um domínio; cada par livre conta como um domínio) — isso dá a geometria eletrônica (arranjo dos domínios). A geometria molecular (posição dos átomos) é obtida removendo-se mentalmente os pares não-ligantes da descrição visual. Use o modelo VSEPR (repulsão entre domínios).
Vou aplicar essa receita em detalhe para cada molécula, mostrando as contas e explicando cada conceito com calma.

Passo 3

Desenho e análise completa para \mathrm{NH}_3
  1. Contagem de elétrons de valência:
\text{N}: 5\quad,\quad \text{H}:1\times3=3\quad\Rightarrow\quad \text{total}=5+3=8\\ \text{elétrons de valência}.éê
  1. Montagem inicial: N no centro ligada a três H por ligações simples. Cada ligação usa 2 elétrons, então 3\times2=6 elétrons usados nas ligações.
  2. Restam 8-6=2 elétrons, colocados como par isolado no nitrogênio (pois H já tem seu par ligado e nitrogênio precisa completar o octeto).
  3. Estrutura de Lewis (representação verbal e de pares):
  • N com três pares de ligação N–H e um par isolado (lone pair). Em notação de pontos: o N tem um par não-ligante : e três ligações simples a H.
  1. Verificação do octeto e cargas formais:
  • Cada H tem 2 elétrons (ok). N possui 3 ligações (6 elétrons compartilhados) + 2 elétrons não-ligantes = 8 → octeto satisfeito.
  • Carga formal do N:
\text{CF}_\mathrm{N} = 5 - 2 - \tfrac{1}{2}(6) = 5 - 2 - 3 = 0.
As cargas formais são zero — estrutura estável.
  1. Geometria (VSEPR):
  • Ao redor de N existem 4 domínios de elétrons (3 ligações + 1 par livre) → geometria eletrônica tetraédrica.
  • Removendo o par livre para ver posição dos átomos, a geometria molecular é trigonal piramidal.
  • Ângulo aproximado entre ligações H–N–H: cerca de 107^\circ (menor que 109{,}5^\circ do tetraedro por causa da repulsão extra do par livre).
  1. Polaridade:
  • Eletronegatividades (valores aproximados de Pauling): \chi(\mathrm{N})\approx3{,}0, \chi(\mathrm{H})\approx2{,}1. Cada ligação N–H possui um dipolo apontando do H para o N (porque N é mais eletronegativo).
  • Como a molécula não é simétrica plana que cancela esses dipolos (a forma trigonal piramidal é assimétrica), os dipolos não se cancelam. Resultado: \mathrm{NH}_3 é polar, com momento dipolar resultante apontando para o nitrogênio (do conjunto de H para N).
    Comentário de incentivo: então \mathrm{NH}_3 tem par livre que “tira” o ângulo e ainda deixa a molécula com dipolo — fácil de visualizar.

Passo 4

Desenho e análise completa para \mathrm{CH}_2\mathrm{CHF} (interpretação: \mathrm{CH}_2=\mathrm{CHF}, vinilfluoreto)
  1. Motivação da interpretação: a notação \mathrm{CH}_2\mathrm{CHF} costuma indicar um sistema com dois carbonos e três hidrogênios no total, e um flúor ligado a um carbono — isto corresponde ao vinilfluoreto \mathrm{CH}_2=\mathrm{CHF}. Vou usar essa fórmula para continuar.
  2. Contagem de elétrons de valência:
\text{C}: 4\times2 = 8,\quad \text{H}:1\times3 = 3,\quad \text{F}:7 \quad\Rightarrow\quad \text{total} = 8+3+7=18\\ \text{elétrons}.é
  1. Estrutura conectiva: desenhe a dupla ligação entre os dois carbonos:
  • Carbono esquerdo (C1): ligado a dois H e ao C2 por uma ligação dupla.
  • Carbono direito (C2): ligado a um H, a um F e ao C1 por uma ligação dupla.
  1. Distribuição de elétrons e checagem de octeto:
  • Ligações: temos 1 ligação dupla (conta como duas ligações para a contagem de elétrons ligados) entre C–C e ligações simples C–H e C–F. Contando pares: todas as ligações consomem (4\\ \text{ligações C–H/C–F simples} + 2\\ \text{ligações do }C=C)çõçõ elétrons; procedendo mentalmente, cada carbono termina com 8 elétrons (a dupla conta como 4 elétrons para o carbono), cada F tem 3 pares isolados além da ligação e H tem 2 elétrons — octetos satisfeitos, sem necessidade de pares não-ligantes nos carbonos.
  1. Cálculo formal de cargas:
  • Tipicamente todas as cargas formais são zero nessa estrutura (cada átomo alcança sua valência esperada por pares / ligações). Em particular, F tem 3 pares isolados + 1 ligação, soma 7 elétrons de valência → CF =7-6-1=0. Carbonos com ligações suficientes também terão CF =0.
  1. Geometrias locais (contar domínios ao redor de cada átomo central):
  • Cada carbono envolvido na dupla ligação é \mathrm{sp}^2 (três domínios: duas ligações simples/uma dupla = 3 domínios) → geometria eletrônica ao redor de cada carbono: trigonal planar; geometria molecular local também trigonal planar. Os ângulos de ligação no entorno de cada carbono são aproximadamente 120^\circ.
  • O flúor tem três pares não-ligantes + uma ligação, sua nuvem eletrônica local é tetraédrica, mas isso só importa localmente; como átomo terminal, não afeta a descrição planar global.
  • A molécula é essencialmente plana (todos os átomos ligados aos carbonos ficam num plano).
  1. Polaridade:
  • Eletronegatividades aproximadas: \chi(\mathrm{C})\approx2{,}5, \chi(\mathrm{H})\approx2{,}1, \chi(\mathrm{F})\approx4{,}0.
  • A ligação C–F é fortemente polar, com dipolo apontando do carbono para o flúor.
  • As ligações C–H são praticamente apolares (diferença pequena).
  • A molécula é plana, mas não simétrica de modo a cancelar o dipolo C–F (há uma desigualdade entre o lado com F e o lado sem F). Logo existe um momento dipolar resultante apontando para o átomo de F.
    Conclusão: \mathrm{CH}_2=\mathrm{CHF} (vinilfluoreto) é polar. Dica prática: toda vez que tiver um substituinte muito eletronegativo (F, Cl, etc.) em um esqueleto assimétrico, espere polaridade.

Passo 5

Desenho e análise completa para \mathrm{BrF}_5
  1. Contagem de elétrons de valência:
\text{Br}:7,\quad \text{F}:7\times5=35,\quad \text{total}=7+35=42\\ \text{elétrons de valência}.éê
  1. Montagem inicial: bromo (Br) no centro com cinco ligações simples a cinco átomos de flúor. Cada ligação consome 2 elétrons, então 5\times2=10 elétrons usados em ligações. Restam 42-10=32 elétrons.
  2. Distribuição dos pares isolados:
  • Cada flúor precisa completar 8 elétrons: cada F já tem 2 elétrons na ligação, faltam 6 elétrons = 3 pares isolados por F. Para cinco F são necessários 5\times3\times2 = 30 elétrons. Então desses 32 restantes, 30 são colocados como pares isolados nos 5 F (3 pares cada).
  • Restam 32-30=2 elétrons, que formam um par isolado sobre o Br central.
  1. Checagem:
  • No Br: cinco pares de ligação (10 elétrons) + um par isolado (2 elétrons) = 12 elétrons ao redor do Br → octeto expandido (aceitável para elementos da 3ª período ou maior, como Br).
  • Cálculo de cargas formais: todos os átomos têm carga formal zero (cada F: 7 - 6 - 1 = 0; Br: 7 - 2 - 1/2(10) = 7 - 2 -5 = 0).
  1. Geometria (VSEPR):
  • Ao redor do Br existem 6 domínios (5 pares ligantes + 1 par não-ligante) → geometria eletrônica octaédrica.
  • Com um par não-ligante, a geometria molecular (posição dos átomos F) é uma pirâmide quadrada (square pyramidal): quatro F ocupam os vértices de uma base quadrada e um F fica no ápice.
  • Ângulos entre os ligantes da base são aproximadamente 90^\circ, e ligações axial/eqüatorial têm ângulos próximos de 90^\circ também, ajustados pela presença do par livre.
  1. Polaridade:
  • A geometria square pyramidal não é simétrica em forma a cancelar todos os vetores de dipolo: o par isolado quebra a simetria octaédrica que, se não houvesse par, poderia gerar cancelamento perfeito. Com a pirâmide quadrada, existe um vetor resultante de dipolo (os vetores das ligações não se cancelam).
  • Além disso, cada ligação Br–F é muito polar (diferença grande de eletronegatividade). Como a distribuição não é simétrica, \mathrm{BrF}_5 é polar.
  • Observação técnica: a molécula pertence a um ponto de simetria que não anula o momento dipolar (normalmente grupo C_{4v} reduzido), portanto momento dipolar \neq 0.

Passo 6

Resumo didático rápido para comparar e fixar a ideia (dicas para prova)
  • Método geral: contar elétrons → ligar átomos → completar átomos externos com pares → verificar octeto dos centrais → ajustar com ligações múltiplas ou aceitar octeto expandido → contar domínios (ligações + pares não-ligantes) para VSEPR → decidir geometria eletrônica e geom. molecular → avaliar polaridade somando vetores de dipolo.
  • Regra prática para polaridade: se a molécula tiver simetria que permite o cancelamento dos dipolos (por ex. CO_2 linear com dois dipolos opostos iguais), pode ser apolar; se não houver cancelamento (ex.: moléculas piramidais, assimétricas ou com substituintes de diferente eletronegatividade), será polar.
  • Pares livres ocupam mais espaço que pares de ligação e diminuem ângulos de ligação próximos (por isso em \mathrm{NH}_3 o ângulo é \sim107^\circ, menor que o tetraédrico 109{,}5^\circ).

Resposta

\mathrm{NH}_3: estrutura de Lewis: N com três ligações simples a H e um par isolado; geometria eletrônica tetraédrica; geometria molecular trigonal piramidal (ângulos \approx107^\circ); polar (momento dipolar não nulo, dipolo apontando para N).
\mathrm{CH}_2\mathrm{CHF} (interpretação \mathrm{CH}_2=\mathrm{CHF})😃 estrutura de Lewis: \mathrm{H}_2\mathrm{C}=\mathrm{C(H)F} (C1 ligado a dois H e dupla ligação a C2; C2 ligado a H e a F e dupla ao C1), todas as cargas formais zero; geometria ao redor de cada carbono trigonal planar ( \mathrm{sp}^2, ângulos \approx120^\circ); molécula planar e assimétrica → polar (dipolo resultante apontando para o F).
\mathrm{BrF}_5: estrutura de Lewis: Br central com cinco ligações simples a F e um par isolado no Br (cada F com três pares isolados); geometria eletrônica octaédrica; geometria molecular pirâmide quadrada (square pyramidal); polar (geometria não cancela os dipolos Br–F).

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