Dê as estruturas de Lewis e a geometria molecular de cada substância a seguir, propoando uma ordem de polaridade \mathrm{CO}_{2}, \mathrm{H}_{2} \mathrm{O} e \mathrm{H}_{2} \mathrm{~S}.

Passo 1

O que o enunciado pede e o que temos de informações:
  • Pede para cada substância: (a) a estrutura de Lewis; (b) a geometria molecular; e (c) propor uma ordem de polaridade entre \mathrm{CO}_2, \mathrm{H}_2\mathrm{O} e \mathrm{H}_2\mathrm{S}.
  • Não há dados numéricos adicionais; trabalhar com regras gerais de valência, VSEPR e diferenças de eletronegatividade.
  • Vou, para cada molécula, (i) contar elétrons de valência, (ii) montar a estrutura de Lewis com pares ligantes e pares não-ligantes, (iii) checar as cargas formais, (iv) aplicar VSEPR para obter a geometria, e (v) avaliar polaridade por diferença de eletronegatividade e simetria (soma vetorial dos dipolos).

Passo 2

Como montar a estrutura de Lewis (relembrando o procedimento) — passo-a-passo geral:
  • Primeiro conte os elétrons de valência de cada átomo e some. Esses são os elétrons a colocar em pares ao redor da molécula.
  • Coloque o átomo menos eletronegativo no centro (exceto H, que sempre é terminal).
  • Faça ligações simples (cada ligação = 2 elétrons) entre o central e os terminais; subtraia esses elétrons do total.
  • Complete os octetos (ou duetos para H) ao redor dos átomos terminais com pares não-ligantes.
  • Se algum átomo central não tiver octeto, forme ligações múltiplas (duplas/triplas) conforme necessário.
  • Calcule cargas formais para verificar a melhor distribuição: \mathrm{FC} = V - N - \dfrac{B}{2}, onde V = elétrons de valência do átomo isolado, N = elétrons não-ligantes em torno do átomo na estrutura, B = elétrons em ligações ao átomo (contando todos os elétrons ligados).
    Vou aplicar esse algoritmo a cada molécula.

Passo 3

Estrutura de Lewis e checagem: \mathrm{CO}_2
  • Contagem de elétrons de valência: C tem 4 e cada O tem 6. Total = 4 + 6 + 6 = 16 elétrons.
  • Coloca-se \mathrm{C} no centro e cada \mathrm{O} ligado a ele: duas ligações simples consomem 2\times 2 = 4 elétrons; restam 12.
  • Preenche-se os octetos dos oxigênios com pares não-ligantes: cada O precisa de 6 elétrons não-ligantes para completar o octeto quando ligado por uma ligação simples (3 pares cada), o que usaria 2\times 6 = 12 elétrons. Isso deixaria o C apenas com 2 ligações simples (4 elétrons) — C ficaria com apenas 4 elétrons ao seu redor, sem octeto.
  • Para completar o octeto do C, converte-se cada par de elétrons não-ligantes de cada O em uma ligação dupla com o C. Resultado: duas ligações duplas \mathrm{O}=\mathrm{C}=\mathrm{O}.
  • Checagem de cargas formais (usar a fórmula): para o carbono na estrutura com duas duplas: V=4,\\ N=0,\\ B=8\Rightarrow \mathrm{FC}_C=4-0-\dfrac{8}{2}=0. Para cada oxigênio: V=6,\\ N=4\\ (\text{dois pares}),\\ B=4\Rightarrow \mathrm{FC}_O=6-4-\dfrac{4}{2}=0. Todas as cargas formais são zero — boa estrutura.
  • Conclusão Lewis: \mathrm{O}=\mathrm{C}=\mathrm{O} com cada oxigênio tendo dois pares livres.

Passo 4

Estrutura de Lewis e checagem: \mathrm{H}_2\mathrm{O}
  • Contagem de elétrons de valência: O tem 6 e cada H tem 1. Total = 6 + 1 + 1 = 8 elétrons.
  • O átomo central é o oxigênio; liga-se aos dois H por ligações simples: isso usa 2\times 2 = 4 elétrons; restam 4.
  • Coloque os 4 elétrons restantes como dois pares não-ligantes no oxigênio. Assim O tem 2 pares não-ligantes + 2 ligações = 8 elétrons (octeto completo). Hs têm cada um 2 elétrons (dueto) pela ligação.
  • Cálculo de cargas formais simples: para O: V=6,\\ N=4,\\ B=4\Rightarrow \mathrm{FC}_O=6-4-\dfrac{4}{2}=0. Para cada H: V=1,\\ N=0,\\ B=2\Rightarrow \mathrm{FC}_H=1-0-\dfrac{2}{2}=0.
  • Conclusão Lewis: estrutura com O no centro ligado a dois H ( \mathrm{H}-\mathrm{O}-\mathrm{H}) e com dois pares livres em O.

Passo 5

Estrutura de Lewis e checagem: \mathrm{H}_2\mathrm{S}
  • Contagem de elétrons de valência: S tem 6 e cada H tem 1. Total = 6 + 1 + 1 = 8 elétrons (mesmo total de H2O em termos de elétrons de valência).
  • S no centro ligado a dois H por ligações simples usa 4 elétrons; restam 4, que vão como dois pares não-ligantes no enxofre.
  • Cálculo de cargas formais: para S: V=6,\\ N=4,\\ B=4\Rightarrow \mathrm{FC}_S=6-4-\dfrac{4}{2}=0. Hs também com FC zero.
  • Conclusão Lewis: \mathrm{H}-\mathrm{S}-\mathrm{H} com dois pares livres em S.

Passo 6

Obter a geometria molecular com VSEPR (explicando o conceito)
  • Regra essencial do VSEPR: a geometria das moléculas é determinada pela repulsão entre pares de elétrons (pares ligantes + pares não-ligantes) ao redor do átomo central. Cada “domínio eletrônico” (ligação simples, dupla, tripla ou par isolado) conta como uma região de densidade eletrônica.
  • A ideia prática: minimizar repulsões coloca essas regiões o mais afastadas possível, determinando a geometria eletrônica; a geometria molecular (como os átomos ficam dispostos) leva em conta apenas a posição dos átomos (pares não-ligantes não aparecem na geometria, mas influenciam ângulos).
Aplicando a cada caso:
  • \mathrm{CO}_2: átomo central C tem duas regiões de densidade (duas ligações duplas). Duas regiões colocam-se em posições opostas: geometria eletrônica e molecular linear. Ângulo de ligação = \,180^\circ.
  • \mathrm{H}_2\mathrm{O}: O tem quatro regiões de densidade (duas ligações O–H + dois pares isolados) → geometria eletrônica tetraédrica. Como dois desses domínios são pares isolados, a geometria molecular observada com os átomos é “angular” (bent). Os pares isolantes empurram as ligações, reduzindo o ângulo para cerca de \,104{,}5^\circ.
  • \mathrm{H}_2\mathrm{S}: S também tem quatro regiões de densidade (duas ligações + dois pares isolantes) → geometria eletrônica tetraédrica também, molécula é angular (bent). Porém o ângulo H–S–H experimental é menor, cerca de \approx 92^\circ. Isso acontece porque enxofre é maior e usa orbital 3p com menor hibridização efetiva que O em água; os pares isolantes em S não “impulsionam” as ligações tanto quanto em O, e o arranjo fica com ângulo menor.

Passo 7

Avaliar polaridade (conceito e aplicação)
  • Conceito curto e útil: uma ligação é polar se há diferença de eletronegatividade entre os átomos, gerando um dipolo \vec{\mu} apontando do átomo menos eletronegativo para o mais eletronegativo. A polaridade molecular é a soma vetorial desses dipolos; se a soma vetorial for zero a molécula é apolar, senão é polar.
  • Valores de eletronegatividade típicos (Pauling, aproximados): \chi(\mathrm{O})\approx 3{,}4, \chi(\mathrm{S})\approx 2{,}6, \chi(\mathrm{C})\approx 2{,}5, \chi(\mathrm{H})\approx 2{,}1.
  • Análise por molécula:
    • \mathrm{CO}_2: cada ligação C–O é moderadamente polar (diferença \approx 0{,}9), mas a molécula é linear e simétrica: os dois vetores dipolo de mesma magnitude e sentidos opostos se cancelam. Soma vetorial zero → molécula apolar (não-dipolo).
    • \mathrm{H}_2\mathrm{O}: ligações O–H são bastante polares (diferença \approx 1{,}3). Geometria angular faz com que os dois vetores dipolo se somem num vetor resultante não-nulo apontando da bissetriz do ângulo para o oxigênio. Resultado: molécula claramente polar (momento dipolar experimental grande, \approx 1{,}85 D).
    • \mathrm{H}_2\mathrm{S}: ligações S–H têm pequena diferença de eletronegatividade ( \approx 0{,}5 ou menos), então cada ligação é pouco polar. A geometria é também angular, então há uma soma vetorial não-nula, mas o momento dipolar resultante é bem menor que o da água (valor experimental cerca de \approx 0{,}9 1{,}0 D). Portanto H2S é polar, porém bem menos que H2O.
  • Conclusão qualitativa da ordem de polaridade (do mais polar para o menos): \mathrm{H}_2\mathrm{O} > \mathrm{H}_2\mathrm{S} > \mathrm{CO}_2.

Resposta

\mathrm{CO}_2: Lewis: \mathrm{O}=\mathrm{C}=\mathrm{O} (cada O com dois pares não-ligantes). Geometria molecular: linear ( 180^\circ). Polaridade: apolar.
\mathrm{H}_2\mathrm{O}: Lewis: \mathrm{H}-\mathrm{O}-\mathrm{H} com dois pares não-ligantes em O. Geometria molecular: angular (bent), ângulo \approx 104{,}5^\circ. Polaridade: polar (forte).
\mathrm{H}_2\mathrm{S}: Lewis: \mathrm{H}-\mathrm{S}-\mathrm{H} com dois pares não-ligantes em S. Geometria molecular: angular (bent), ângulo \approx 92^\circ. Polaridade: polar (fraca).
Ordem de polaridade (do mais polar ao menos polar): \mathrm{H}_2\mathrm{O} > \mathrm{H}_2\mathrm{S} > \mathrm{CO}_2.

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