Explique por que uma molécula pode ter ligações polares, mas ser apolar. Dê dois exemplos.

Passo 1

O enunciado pede duas coisas:
  • Explicar por que uma molécula pode ter ligações polares, mas ser apolar no todo.
  • Dar dois exemplos concretos de moléculas com essa propriedade.
Não há números ou dados adicionais fornecidos — é uma questão conceitual.

Passo 2

O que é uma ligação polar?
Uma ligação entre dois átomos é dita polar quando os átomos têm eletronegatividades diferentes. Isso faz com que os elétrons da ligação fiquem deslocados para o átomo mais eletronegativo, gerando uma separação de cargas parcial. Esse par de cargas separadas produz um momento de dipolo associado àquela ligação, que é uma grandeza vetorial.
Definição simples do momento de dipolo de uma ligação:
\vec{\mu}_{\text{lig}} = q \,\vec{r}, onde:
  • q é a carga parcial (magnitude da separação de carga) — representação prática de quanto a nuvem eletrônica foi deslocada;
  • \vec{r} é o vetor que vai do polo positivo ao polo negativo (direção da separação de carga) e tem módulo igual à distância entre as cargas parciais.
Observação de direção: por convenção, o vetor \vec{\mu}_{\text{lig}} aponta do centro de carga positiva para o centro de carga negativa — ou, de forma prática, “aponta na direção do átomo mais eletronegativo”.

Passo 3

Como se define a polaridade de uma molécula inteira?
A molécula tem um momento de dipolo total \vec{\mu}_{\text{mol}} dado pela soma vetorial de todos os momentos de dipolo das ligações:
\vec{\mu}_{\text{mol}}=\sum_{i}\vec{\mu}_{\text{lig},i}.
Se essa soma vetorial for diferente de zero ( \vec{\mu}_{\text{mol}}\neq\vec{0}), a molécula é polar. Se a soma vetorial for zero ( \vec{\mu}_{\text{mol}}=\vec{0}), a molécula é apolar — mesmo que cada ligação individual seja polar.
Importante: o que decide a polaridade total não é só a diferença de eletronegatividade das ligações, mas também a geometria molecular — ou seja, como os vetores \vec{\mu}_{\text{lig},i} estão orientados no espaço.

Passo 4

Por que vetores podem se anular? (ideia geométrica simples)
Vetores podem somar a zero quando têm direções e magnitudes que se cancelam. Exemplos simples:
  • Dois vetores de mesma magnitude e direções opostas somam zero.
  • Três vetores de mesma magnitude em um plano, separados por 120^\circ, somam zero.
  • Quatro vetores de mesma magnitude apontando para os vértices de um tetraedro regular somam zero.
A simetria da molécula é a chave: se a molécula possui uma simetria que coloca os vetores-dipolo das ligações em posições que se equilibram mutuamente, o resultado global é \vec{0}.

Passo 5

Exemplo 1 — \mathrm{CO_2} (dióxido de carbono), caso passo a passo:
  • A ligação \mathrm{C=O} é polar porque \mathrm{O} é mais eletronegativo que \mathrm{C}. Então cada ligação tem um momento de dipolo não nulo, digamos \vec{\mu}, apontando do carbono para cada oxigênio.
  • A geometria da molécula é linear: estrutura \mathrm{O - C - O}, com ângulo \,180^\circ entre as ligações.
  • Representando vetorialmente: escolha o eixo x ao longo da molécula; então os dois momentos de dipolo das ligações são \vec{\mu}_1 = \mu \,\hat{x} e \vec{\mu}_2 = -\mu \,\hat{x}, com mesmas magnitudes e sentidos opostos.
  • Soma vetorial:
\vec{\mu}_{\text{mol}}=\vec{\mu}_1+\vec{\mu}_2=\mu\,\hat{x}-\mu\,\hat{x}=\vec{0}.
Conclusão: cada ligação é polar, mas a molécula inteira é apolar porque os dipolos das duas ligações se cancelam por simetria.

Passo 6

Exemplo 2 — \mathrm{CCl_4} (tetracloreto de carbono), caso passo a passo:
  • Cada ligação \mathrm{C-Cl} é polar (o \mathrm{Cl} é mais eletronegativo que o \mathrm{C}), então há quatro momentos de dipolo \vec{\mu} apontando do C para cada Cl.
  • A geometria é tetraédrica regular (ângulos \approx 109{,}5^\circ). Os quatro átomos de Cl estão dispostos simetricamente ao redor do carbono central.
  • Para ver o cancelamento, pode-se usar coordenadas dos quatro vértices de um tetraedro regular (vetores proporcionais a):
\vec{v}_1=(1,1,1),\quad \vec{v}_2=(1,-1,-1),\quad \vec{v}_3=(-1,1,-1),\quad \vec{v}_4=(-1,-1,1).
Esses quatro vetores têm a mesma magnitude e estão orientados simetricamente; sua soma é
\vec{v}_1+\vec{v}_2+\vec{v}_3+\vec{v}_4=(0,0,0).
Multiplicando cada \vec{v}_i por uma mesma constante (a magnitude do momento de dipolo de cada ligação) mantém a soma zero. Logo \vec{\mu}_{\text{mol}}=\vec{0}.
  • Conclusão: ligações polares, molécula apolar por cancelamento vetorial devido à geometria tetraédrica.

Passo 7

Resumo do raciocínio que pode salvar tempo na prova (receita prática):
  • Primeiro, identifique se as ligações são polares olhando para diferenças de eletronegatividade ( \Delta\chi).
  • Depois, determine a geometria molecular (linear, trigonal planar, tetraédrica, etc.).
  • Por fim, decida se os momentos de dipolo das ligações podem se somar a zero por simetria. Se puderem, a molécula é apolar apesar das ligações polares; se não puderem, a molécula será polar.
Dica de memorização: moléculas com geometria muito simétrica (linear com dois mesmos ligantes, trigonal planar com três iguais, tetraédrica com quatro iguais, etc.) costumam ser apolares mesmo tendo ligações polares.

Passo 8

Consequências práticas e exemplos rápidos adicionais:
  • Medir o momento de dipolo experimentalmente (em Debye) mostra \mu_{\text{mol}}=0 para moléculas apolares simétricas.
  • Outro exemplo rápido além dos dois pedidos: \mathrm{BF_3} é apolar embora B–F seja polar, porque os três vetores em 120^\circ se cancelam.

Resposta

Porque o momento de dipolo total da molécula é a soma vetorial dos momentos de dipolo das ligações; se a geometria molecular for simétrica, esses vetores se cancelam e a soma vetorial é zero, tornando a molécula apolar mesmo com ligações polares.
CO2
CCl4

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