Descreva a distribuição de cargas em uma molécula de fluoreto de cloro, ClF, e em uma de molécula de água, \mathrm{H}_{2} \mathrm{O}.

Passo 1

O enunciado pede que eu descreva a distribuição de cargas em duas moléculas: ClF e \mathrm{H}_{2}\mathrm{O}. Informação relevante que tenho (fornecida implicitamente pelo enunciado): ambas são moléculas covalentes neutras. As perguntas implícitas que preciso responder são: quais átomos ficam com carga parcial negativa e quais ficam com carga parcial positiva em cada molécula; qual é a direção do(s) dipolo(s) elétrico(s); e se a molécula como um todo é polar ou apolar.

Passo 2

Conceito essencial: eletronegatividade e carga parcial. Eletronegatividade é a tendência que um átomo tem de atrair elétrons numa ligação covalente. Quando duas espécies diferentes se ligam, o átomo mais eletronegativo atrai mais a nuvem eletrônica, ficando com uma carga parcial negativa, escrita \delta^{-}, enquanto o outro fica com \delta^{+}. Essa diferença de carga é parcial — não é uma carga inteira como em íons — porque a ligação continua sendo covalente (compartilhamento de elétrons), só que desigual.
Regra prática: calcular a diferença de eletronegatividade \Delta\chi (valores de Pauling usados aqui são aproximados): \chi(\mathrm{F})\approx 3{,}98, \chi(\mathrm{Cl})\approx 3{,}16, \chi(\mathrm{O})\approx 3{,}44, \chi(\mathrm{H})\approx 2{,}20. Se \Delta\chi é pequena, a ligação é quase apolar; se é moderada, é covalente polar; se é muito grande, tende ao caráter iônico. Essas categorias são qualitativas, mas nos ajudam a prever quem fica \delta^{-} e quem fica \delta^{+}.

Passo 3

Aplicando a ideia ao ClF: calcule \Delta\chi entre F e Cl.
\Delta\chi = \chi(\mathrm{F})-\chi(\mathrm{Cl}) \approx 3{,}98-3{,}16 = 0{,}82.
Interpretação didática: \Delta\chi\approx 0{,}82 indica uma ligação covalente polar (não iônica). Como \chi(\mathrm{F})>\chi(\mathrm{Cl}), o flúor atrai mais os elétrons compartilhados e, portanto, fica com carga parcial negativa. Assim, a distribuição eletrônica na ligação é:
\mathrm{Cl}\,\delta^{+}\!-\!\mathrm{F}\,\delta^{-}.
Dica prática para prova: basta comparar eletronegatividades — o maior valor corresponde a \delta^{-}. Não confunda com carga formal; aqui falamos de carga parcial por polaridade da ligação.

Passo 4

Geometria e dipolo do ClF: ClF é uma molécula diatômica (dois átomos em linha). Numa molécula diatômica polar, o dipolo da ligação é o dipolo molecular. Logo, ClF tem dipolo não nulo cujo sentido vai de Cl para F (do pólo positivo para o pólo negativo). Em notação de vetor dipolo, \vec{\mu} aponta para o átomo de flúor.

Passo 5

Agora para a água, comece pela polaridade das ligações O–H. Calcule \Delta\chi entre O e H.
\Delta\chi = \chi(\mathrm{O})-\chi(\mathrm{H}) \approx 3{,}44-2{,}20 = 1{,}24.
Interpretação didática: \Delta\chi\approx 1{,}24 indica ligações covalentes polares mais pronunciadas que em ClF. Portanto, em cada ligação O–H o oxigênio puxa a nuvem eletrônica e fica \delta^{-}, enquanto cada hidrogênio fica \delta^{+}. Representação:
\mathrm{H}\,\delta^{+}\!-\!\mathrm{O}\,\delta^{-}\!-\!\mathrm{H}\,\delta^{+}.

Passo 6

Geometria da \mathrm{H}_{2}\mathrm{O} e por que há dipolo resultante: o oxigênio tem dois pares de elétrons não ligantes (pares isolados). Pelo modelo VSEPR, existem quatro regiões de densidade eletrônica ao redor do oxigênio (dois pares ligantes O–H e dois pares isolados), o que dá uma geometria eletrônica tetraédrica; mas como só há dois ligantes, a geometria molecular é dobrada (bent) com ângulo aproximado de 104{,}5^\circ. Isso é importante porque os dois dipolos das ligações O–H não se cancelam — eles somam parcialmente — gerando um dipolo molecular resultante não nulo. O vetor dipolo resultante aponta para o oxigênio, ao longo do bissetor do ângulo H–O–H, em direção ao átomo mais eletronegativo.

Passo 7

Resumo qualitativo para \mathrm{H}_{2}\mathrm{O}: o oxigênio concentra maior densidade eletrônica ( \delta^{-}) e os dois hidrogênios são regiões de densidade reduzida ( \delta^{+}). Portanto, \mathrm{H}_{2}\mathrm{O} é uma molécula polar com momento de dipolo líquido apontando para o oxigênio. Observação prática de prova: em moléculas com mais de duas ligações, sempre combine polaridade das ligações com a geometria molecular para decidir se há dipolo líquido.

Passo 8

Valores numéricos de cargas parciais (opcionais e model-dependentes): em modelos e fit experimentais a carga parcial do oxigênio em água costuma ser cerca de -0{,}6 a -0{,}8 unidades de carga elementar e de cada hidrogênio cerca de +0{,}3 a +0{,}4. Para ClF não há um valor único universal; a carga parcial do flúor é negativa e do cloro positiva, mas os números variam com o método. Importante: esses números são dependentes do método de cálculo (Mulliken, RESP, modelos de força) — em prova, normalmente basta indicar polaridade e sinais \delta^{\pm}.

Passo 9

Comparação final e dica de memorização: tanto ClF quanto \mathrm{H}_{2}\mathrm{O} são moléculas polares. Em ClF a polaridade vem de uma única ligação polar entre dois átomos diferentes (o mais eletronegativo, F, é \delta^{-}). Em \mathrm{H}_{2}\mathrm{O} a polaridade é resultado de duas ligações O–H polares mais a geometria dobrada que impede o cancelamento dos dipolos; o oxigênio é \delta^{-} e os hidrogênios são \delta^{+}. Uma regra prática para a prova: sempre compare eletronegatividades para cada ligação e depois verifique a geometria para determinar se os dipolos se cancelam.

Resposta

ClF: \mathrm{Cl}\,\delta^{+}\!-\!\mathrm{F}\,\delta^{-}. Molécula diatômica polar; dipolo aponta de Cl para F (Cl positivo, F negativo).
\mathrm{H}_{2}\mathrm{O}: \mathrm{H}\,\delta^{+}\!-\!\mathrm{O}\,\delta^{-}\!-\!\mathrm{H}\,\delta^{+}. Molécula angular (ângulo \approx 104{,}5^\circ), polar; dipolo resultante aponta para o oxigênio (O negativo, Hs positivos).

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