Determine se as seguintes moléculas/íons são polares ou apolares. Justifique sua resposta.
d) \mathrm{NO}_{2}

Passo 1

O enunciado pede para identificar se a molécula de dióxido de nitrogênio, \mathrm{NO}_2, é polar ou apolar. Para isso, vamos usar teoria de ligação de valência (estrutura de Lewis), VSEPR (geometria molecular) e diferença de eletronegatividade para avaliar o momento de dipolo resultante.

Passo 2

Contamos os elétrons de valência: nitrogênio tem 5 e cada oxigênio tem 6, totalizando
5 + 2\cdot6 = 17
Esse número ímpar indica um elétron não pareado. Ao montar a estrutura de Lewis, colocamos N no centro e ligamos cada O a N com uma ligação simples, usando 4 elétrons para as duas ligações. Os 13 elétrons restantes são distribuídos completando octetos: cada O recebe 6 elétrons em pares, e sobra 1 elétron que fica desemparelhado no N. Cada oxigênio terá formalmente carga zero e o nitrogênio ficará com carga formal +½ (aproximadamente), mas o ponto principal é que há três regiões de densidade eletrônica em torno do N: duas ligações \mathrm{N–O} e um elétron isolado.

Passo 3

Pela teoria VSEPR, três regiões de densidade ao redor do nitrogênio formam uma disposição trigonal plana de elétrons. Contudo, uma dessas regiões é um elétron solitário, que exerce repulsão semelhante a um par isolado, “empurrando” as duas ligações \mathrm{N–O} para uma geometria angular (curvada). O ângulo \mathrm{O–N–O} fica em torno de 134^\circ, ou seja, não é linear.

Passo 4

Cada ligação \mathrm{N–O} é polar, pois a eletronegatividade do oxigênio \approx3,5 é maior que a do nitrogênio \approx3,0. Em geometria linear essas dipolos poderiam se cancelar, mas aqui, com a forma angular, os dois vetores de dipolo não são opostos em 180^\circ e deixam um componente resultante diferente de zero. Logo, existe um momento de dipolo líquido na molécula.

Resposta

A molécula de \mathrm{NO}_2 é polar, pois sua geometria angular impede o cancelamento dos dipolos das ligações \mathrm{N–O}.

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