Determine quais moléculas são polares ou apolares: \mathrm{CO}_{2}, \mathrm{NH}_{3}, \mathrm{CH}_{4}, \mathrm{HCl}.

Passo 1

O problema pede: determinar se cada uma das seguintes moléculas é polar ou apolar:
\mathrm{CO}_2, \mathrm{NH}_3, \mathrm{CH}_4, \mathrm{HCl}.
Informações dadas (explicitamente pelo enunciado):
  • As fórmulas moleculares: \mathrm{CO}_2, \mathrm{NH}_3, \mathrm{CH}_4, \mathrm{HCl}.
  • Objetivo: classificar cada molécula como polar ou apolar.

Passo 2

Conceitos essenciais (passo-a-passo, sem pular etapas).
  1. O que é polaridade de ligação (bond polarity)?
  • A polaridade de uma ligação entre dois átomos ocorre quando os átomos têm eletronegatividades diferentes; o elétron compartilhado é puxado mais para o átomo mais eletronegativo, criando um dipolo com uma extremidade parcialmente negativa e outra parcialmente positiva.
  • Eletronegatividades de referência (escala de Pauling, valores aproximados): \chi(\mathrm{H})=2,1, \chi(\mathrm{C})=2,5, \chi(\mathrm{N})=3,0, \chi(\mathrm{O})=3,5, \chi(\mathrm{Cl})=3,0.
  • Diferença de eletronegatividade: \Delta\chi=\chi(\text{átomo mais eletronegativo})-\chi(\text{outro átomo})áá.
    • Regra prática aproximada: se \Delta\chi\lesssim0,5 a ligação é praticamente apolar; se 0,5\lesssim\Delta\chi\lesssim1,7 é polar covalente; se \Delta\chi\gtrsim1,7 tende a ser iônica. (Usa-se essa regra qualitativamente para saber se há dipolo em cada ligação.)
  1. O que determina se a molécula inteira é polar?
  • Cada ligação polar cria um vetor dipolo apontando da carga parcial positiva para a negativa (por convensão, seta do positivo para o negativo ou seta com o polo negativo na ponta).
  • A polaridade molecular é a soma vetorial desses dipolos. Se os vetores somados resultarem em um dipolo líquido diferente de zero, a molécula é polar; se a soma for zero (os dipolos se cancelam por simetria), a molécula é apolar.
  • Portanto precisamos analisar (a) polaridade das ligações individuais via \Delta\chi e (b) geometria molecular (distribuição espacial das ligações) para ver se esses vetores se cancelam ou não.

Passo 3

Breve revisão de geometria molecular (VSEPR, em linguagem simples):
  • A forma molecular depende do número de pares de elétrons ao redor do átomo central (ligações + pares isolados).
  • Algumas geometrias importantes e sua simetria:
    • Linear: átomos em linha reta (180º) — exemplo típico: \mathrm{CO}_2 se o C é central com duas ligações.
    • Tetraédrica: quatro ligações ao redor do carbono formando vértices de um tetraedro — exemplo: \mathrm{CH}_4.
    • Trigonal piramidal: três ligações e um par isolado no átomo central — exemplo: \mathrm{NH}_3.
    • Diatômica: apenas duas partículas ligadas (sem geometria mais complexa) — exemplo: \mathrm{HCl}.
  • Geometrias altamente simétricas (linear, tetraédrica sem pares isolados, trigonal planar simétrico, octaédrica) podem levar ao cancelamento dos dipolos das ligações iguais.

Passo 4

Análise de \mathrm{CO}_2.
  1. Ligações individuais:
  • Ligações: \mathrm{C}\!-\!\mathrm{O}. Eletronegatividades: \chi(\mathrm{O})=3,5, \chi(\mathrm{C})=2,5.
  • Diferença: \Delta\chi=\chi(\mathrm{O})-\chi(\mathrm{C})=3,5-2,5=1,0. Logo cada ligação \mathrm{C}\!-\!\mathrm{O} é polar (ligação com dipolo apontando do C para o O, porque O é mais eletronegativo).
  1. Geometria:
  • O carbono central faz duas ligações duplas com oxigênios e a molécula é linear: \mathrm{O}-\mathrm{C}-\mathrm{O} com ângulo 180^\circ.
  1. Soma vetorial dos dipolos:
  • Há dois dipolos iguais em módulos, apontando em sentidos opostos (cada um de C → O, então um aponta para a direita e outro para a esquerda na linha).
  • Vetores iguais e opostos somam zero. Portanto o dipolo líquido é zero e a molécula é apolar.
Intuição curta: mesmo que cada ligação seja polar, a simetria linear faz com que os efeitos se cancelem.

Passo 5

Análise de \mathrm{NH}_3.
  1. Ligações individuais:
  • Ligações: \mathrm{N}\!-\!\mathrm{H}. Eletronegatividades: \chi(\mathrm{N})=3,0, \chi(\mathrm{H})=2,1.
  • Diferença: \Delta\chi=\chi(\mathrm{N})-\chi(\mathrm{H})=3,0-2,1=0,9. Cada ligação \mathrm{N}\!-\!\mathrm{H} é razoavelmente polar, com a extremidade negativa no N.
  1. Geometria:
  • No nitrogênio há três ligações e um par isolado. A geometria eletrônica é tetraédrica (considerando o par isolado), mas a forma molecular (posição dos átomos H) é trigonal piramidal (um N no topo e três H formando a base triangular).
  • Essa geometria NÃO é simétrica de modo a cancelar os dipolos das três ligações.
  1. Soma vetorial dos dipolos:
  • Os três dipolos \mathrm{N}\to\mathrm{H} não se cancelam porque o par isolado empurra os H formando uma pirâmide; o resultado é um dipolo líquido apontando do “base” para o nitrogênio (ou, dito de outro modo, do conjunto dos H para N).
  • Logo \mathrm{NH}_3 tem dipolo líquido diferente de zero e é polar.
Regra de prova na prova: presença de par isolado no átomo central frequentemente gera assimetria e dipolo resultante.

Passo 6

Análise de \mathrm{CH}_4.
  1. Ligações individuais:
  • Ligações: \mathrm{C}\!-\!\mathrm{H}. Eletronegatividades: \chi(\mathrm{C})=2,5, \chi(\mathrm{H})=2,1.
  • Diferença: \Delta\chi=\chi(\mathrm{C})-\chi(\mathrm{H})=2,5-2,1=0,4. Isso é pequeno; as ligações são praticamente apolares (ligação covalente quase não polar). Mesmo se considerarmos alguma pequena polaridade, é muito fraca.
  1. Geometria:
  • O carbono tem quatro ligações, geometria tetraédrica perfeita, com os quatro H nos vértices de um tetraedro (ângulos ~109,5º).
  1. Soma vetorial dos dipolos:
  • Se houvesse pequenos dipolos iguais em cada C–H, a simetria tetraédrica faz com que eles se cancelem mutuamente (vetores simétricos somam zero).
  • Conclusão: \mathrm{CH}_4 é apolar.
Observação prática: \mathrm{CH}_4 é combustível gasoso apolar; isto explica solubilidade (não se mistura bem com água).

Passo 7

Análise de \mathrm{HCl}.
  1. Ligações individuais:
  • Molécula diatômica: ligação \mathrm{H}\!-\!\mathrm{Cl}. Eletronegatividades: \chi(\mathrm{Cl})=3,0, \chi(\mathrm{H})=2,1.
  • Diferença: \Delta\chi=\chi(\mathrm{Cl})-\chi(\mathrm{H})=3,0-2,1=0,9. A ligação é polar, com a extremidade negativa no Cl.
  1. Geometria:
  • Molécula com apenas dois átomos: não há possibilidade de cancelamento por simetria interna — o dipolo da ligação é o dipolo da molécula.
  1. Conclusão:
  • \mathrm{HCl} tem dipolo líquido não nulo e é polar. O vetor dipolo aponta do H para o Cl (Cl é parcialmente negativo).

Passo 8

Resumo prático e dica de prova (rápida checklist que dá certo na maioria das questões):
  1. Calcule qualitativamente \Delta\chi para cada ligação (usar as eletronegatividades dadas ou memorizadas).
  2. Veja se o átomo central tem pares isolados que quebram a simetria.
  3. Identifique a geometria (linear, plana, tetraédrica, piramidal, etc.).
  4. Faça a soma vetorial mental: simetria alta + ligações iguais → tende a apolar; assimetria ou molécula diatômica → tende a polar.
  5. Se estiver em dúvida, pense em um vetor resultante simples (por exemplo, em \mathrm{CO}_2 dois vetores opostos cancelam; em \mathrm{NH}_3 três vetores em pirâmide não cancelam).
Força aí — você consegue! Esses tipos de questões caem muito em provas e com esse checklist você resolve rápido.

Resposta

\mathrm{CO}_2: apolar
\mathrm{NH}_3: polar
\mathrm{CH}_4: apolar
\mathrm{HCl}: polar

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