Determine se essas moléculas são polares ou apolares:
SO 2 ;

Passo 1

O enunciado pede para determinar se a molécula de \text{SO}_2 é polar ou apolar. Vamos usar o modelo de repulsão de pares eletrônicos da camada de valência (VSEPR) para encontrar a geometria molecular e depois analisar as diferenças de eletronegatividade para ver se os dipolos se cancelam ou não.

Passo 2

Primeiro fazemos a estrutura de Lewis de \text{SO}_2. O enxofre (S) traz 6 elétrons de valência e cada oxigênio (O) traz 6, totalizando 6 + 2\times6 = 18 elétrons. Montamos duas ligações S–O ( 4 elétrons) e distribuímos os 14 elétrons restantes como pares livres, ficando uma configuração com duas ligações simples e um par livre em S. Se quisermos maximizar ligações duplas, cada S–O vira dupla, sobrando um par livre em S:
\begin{aligned} &\quad\; O = S = O \\\ &S\text{ tem ainda um par livre.} \end{aligned}

Passo 3

Na notação VSEPR isso é um caso \mathrm{AX}_2\mathrm{E}: duas ligações (X _2) e um par livre (E) em torno do átomo central (A). A geometria eletrônica é trigonal plana, mas a geometria molecular (excluindo o par livre) fica angular (dobrada), com ângulo aproximado de 120^\circ.

Passo 4

Cada ligação S– O é polar porque o oxigênio é mais eletronegativo que o enxofre ( \chi_O\approx3,44 vs.\ \chi_S\approx2,58). Isso gera dois vetores dipolo apontando de S para cada O. Na geometria angular esses vetores não se opõem exatamente; há uma resultante não-nula. Logo, a molécula tem momento de dipolo líquido diferente de zero.

Resposta

\text{SO}_2 é polar.

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