Esboce as estrutruras de Lewis para as moléculas: (1) NH3; (2) C2H4; (3) HCO3 e (4) N2. Terão momento polar igual a zero as moléculas:
Somente a molécula de número 1
2 e 4
a) 2, 3, e 4
Somente a molécula de número 4

Passo 1

O enunciado pede que eu esboce as estruturas de Lewis de quatro espécies e, a partir disso, identifique quais têm momento dipolar (momento polar) igual a zero. As quatro espécies dadas são:
\mathrm{NH_3}, \mathrm{C_2H_4}, \mathrm{HCO_3} e \mathrm{N_2}.
Observações/assunção: como a fórmula \mathrm{HCO_3} normalmente corresponde ao íon bicarbonato, vou tratar o item (3) como o íon \mathrm{HCO_3^-} (bicarbonato). Se você quisesse outra espécie (por exemplo radical neutro), a resposta poderia mudar; aqui uso a forma mais comum.
Informações relevantes dadas (resumindo):
  • Temos as quatro espécies químicas listadas.
  • Objetivo final: identificar quais dessas têm momento dipolar igual a zero.
A partir daqui vou desenhar as estruturas de Lewis passo a passo, explicar a geometria molecular (VSEPR) e como isso determina se o momento dipolar é zero ou não.

Passo 2

Breve aula: como montar uma estrutura de Lewis (passos gerais que vou aplicar em cada caso)
  1. Contar elétrons de valência disponíveis: some os elétrons de valência de cada átomo e acrescente carga extra se for íon (para ânions, some elétrons; para cátions, subtraia).
  2. Montar o esqueleto: normalmente o átomo menos eletronegativo (exceto H) fica no centro.
  3. Colocar ligações simples entre átomos (cada ligação = 2 elétrons).
  4. Distribuir os elétrons restantes como pares isolados (lone pairs) para completar os octetos (ou duetos para H). Se necessário, transformar pares isolados em ligações múltiplas para satisfazer o octeto do átomo central.
  5. Calcular cargas formais para checar a melhor estrutura (menores cargas formais preferíveis).
  6. Usar VSEPR para determinar a geometria eletrônica e a geometria molecular (posição de pares ligantes e pares isolados).
  7. Determinar polaridade: veja se os vetores de momento de ligação (devido a diferenças de eletronegatividade) se cancelam por simetria. Se cancelam perfeitamente, momento dipolar total = zero; caso contrário, é diferente de zero.
Vou aplicar esse procedimento em cada espécie com explicações bem detalhadas.

Passo 3

Estrutura de Lewis e polaridade de \mathrm{NH_3} (amônia)
  1. Contagem de elétrons de valência:
  • Nitrogênio: \,5 elétrons de valência.
  • Cada hidrogênio: \,1 elétron; há três hidrogênios \Rightarrow 3\times 1 = 3.
    Total de elétrons de valência = 5 + 3 = 8 elétrons.
  1. Esqueleto e ligações:
  • Esqueleto: \mathrm{H - N - H} com o terceiro H ligado ao N (N no centro).
  • Usamos 3 ligações N–H; cada ligação consome 2 elétrons \Rightarrow 3\times 2 = 6 elétrons usados.
  1. Distribuição dos elétrons restantes:
  • Dos 8 elétrons totais, 6 já foram usados nas três ligações; restam 2 elétrons = um par isolado que fica no nitrogênio como par livre (lone pair).
  1. Octeto e cargas formais:
  • N tem 3 ligações (6 elétrons) + 1 par isolado (2 elétrons) = 8 elétrons ao redor → octeto satisfeito.
  • Formalmente todas as cargas formais são zero (H tende a 0, N tende a 0 nesta disposição).
  1. Geometria (VSEPR):
  • N tem 3 pares ligantes + 1 par isolado → geometria eletrônica tetraédrica, geometria molecular: pirâmide triangular (trigonal pyramidal).
  • O par isolado ocupa posição com maior repulsão, deslocando os ligantes.
  1. Polaridade:
  • As ligações N–H são polares (N mais eletronegativo que H). Como a molécula é assimétrica (pirâmide, não plana), os vetores molares das 3 ligações não se cancelam.
  • Além disso, o par isolado cria um vetor de densidade eletrônica apontando para N.
    Resultado: a molécula tem momento dipolar diferente de zero → polar.

Passo 4

Estrutura de Lewis e polaridade de \mathrm{C_2H_4} (eteno/etileno)
  1. Contagem de elétrons de valência:
  • Cada C: \,4 elétrons → 2\times 4 = 8.
  • Cada H: \,1 elétron → 4\times 1 = 4.
    Total = 8 + 4 = 12 elétrons de valência.
  1. Esqueleto e ligações prováveis:
  • Estrutura conhecida: \mathrm{H_2C=CH_2}. Cada carbono liga-se ao outro por uma ligação dupla e a dois hidrogênios.
  • Vamos contar: temos 4 ligações C–H e 1 ligação dupla C=C (que é 2 pares, 4 elétrons). Total de pares eletrônicos usados = 4 ligações C–H × 2 elétrons + 2 pares da ligação dupla = 4\times 2 + 4 = 12 elétrons (exatamente os disponíveis).
  1. Octeto:
  • Cada carbono participa de três regiões de ligação (duas C–H e uma C=C), porém a ligação dupla fornece elétrons suficientes para completar o octeto de cada C (3 ligações sigma + 1 pi = 8 elétrons efetivos ao redor do C).
  1. Geometria (VSEPR e hibridação):
  • Cada carbono é \mathrm{sp^2} hibridizado → geometria ao redor de cada C: trigonal plana; toda a molécula é plana (todas as 6 átomos em um mesmo plano).
  1. Polaridade:
  • As ligações C–H são quase apolares (diferença de eletronegatividade pequena) e a ligação C=C é simétrica.
  • A molécula \mathrm{H_2C=CH_2} é simétrica em relação ao plano médio; quaisquer pequenos momentos de C–H se cancelam por simetria.
    Resultado: momento dipolar total = zero → apolar.

Passo 5

Estrutura de Lewis e polaridade de \mathrm{HCO_3^-} (íon bicarbonato)
  1. Contagem de elétrons de valência:
  • H: \,1.
  • C: \,4.
  • O (3 átomos): 3\times 6 = 18.
  • Carga extra de -1: adicionar 1 elétron.
    Total = 1 + 4 + 18 + 1 = 24 elétrons de valência.
  1. Esqueleto:
  • Carbono no centro ligado a três oxigênios: \mathrm{O - C - O} e um desses O também ligado a H (formando OH). Esqueleto é tipicamente \mathrm{H - O - C(=O) - O^-} na representação mais comum (mas há ressonância entre as duas O simples).
  1. Distribuição e ligações:
  • Para satisfazer o octeto do carbono é comum ter uma estrutura com uma ligação dupla C=O e duas ligações simples C–O, sendo que uma das O simples está protonada (OH) e a outra tem carga negativa. Isso usa pares para completar octetos e resulta em uma carga formal localizada numa das oxygens em uma estrutura de ressonância.
  • Existem estruturas de ressonância que delocalizam a carga negativa entre as duas oxygens não protonadas; o grupo CO3 em média é planar ao redor do C (C é \mathrm{sp^2}).
  1. Ressonância:
  • O íon bicarbonato apresenta ressonância entre formas nas quais a dupla ligação com C se encontra alternadamente em cada uma das duas oxygens que não estão protonadas. O H fica ligado a uma oxygen específica, portanto a ressonância não torna a molécula totalmente simétrica em relação ao H.
  1. Geometria:
  • Em torno do carbono a geometria é trigonal plana ( \mathrm{sp^2}), mas como um dos oxigênios tem H ligado, a distribuição real de cargas e átomos não é totalmente simétrica (há uma extremidade com OH diferente das outras O).
  • Globalmente, a forma do íon não é simétrica de modo que os vetores de ligação não se cancelam por completo.
  1. Polaridade:
  • Há diferenças de eletronegatividade significativas entre C, O e H e a presença do grupo OH e dos oxigênios com carga parcial negativa cria um dipolo molecular resultante.
  • Mesmo com ressonância (que delocaliza carga), a presença do H ligado a apenas um O quebra a simetria total.
    Resultado: momento dipolar total diferente de zero → polar.

Passo 6

Estrutura de Lewis e polaridade de \mathrm{N_2} (dinitrogênio)
  1. Contagem de elétrons de valência:
  • Cada N: \,5 → total 5 + 5 = 10 elétrons.
  1. Esqueleto e ligações:
  • A estrutura mais estável: \mathrm{N \equiv N} (ligação tripla), cada N com um par isolado (cada N tem um lone pair).
  1. Octeto e cargas formais:
  • Cada N tem 3 ligações (6 elétrons compartilhados) + 1 par isolado (2 elétrons) = 8 elétrons → octeto satisfeito.
  • Ambos os nitrogênios são idênticos; cargas formais zero.
  1. Geometria e polaridade:
  • Molécula diatômica homonuclear (os dois átomos idênticos).
  • Não há diferença de eletronegatividade entre os dois átomos, logo a ligação é apolar e o dipolo é zero.
    Resultado: momento dipolar total = zero → apolar.

Passo 7

Síntese e conclusão por comparação (por que cada uma é ou não apolar)
  • \mathrm{NH_3}: pirâmide trigonal, par isolado no N → assimétrica → polar (momento ≠ zero).
  • \mathrm{C_2H_4}: planar, simétrica ( \mathrm{H_2C=CH_2}), vetores se cancelam → apolar (momento = 0).
  • \mathrm{HCO_3^-}: íon bicarbonato com OH em apenas uma oxygen e ressonância que não restaura simetria completa → assimétrico → polar (momento ≠ 0).
  • \mathrm{N_2}: diatômico homonuclear → simétrico → apolar (momento = 0).
Portanto as moléculas/espécies que têm momento dipolar igual a zero são os itens \,2 e \,4.

Resposta

2 e 4

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