Faça uma previsão de qual molécula é polar: \mathrm{I}_{2}, \mathrm{ICl}, \mathrm{CCl}_{4}, \mathrm{CH}_{2} \mathrm{Cl}_{2}, \mathrm{PCl}_{3}, \mathrm{POCl}_{3}, \mathrm{BF}_{3} e \mathrm{NF}_{3}.

Passo 1

O enunciado pede que eu faça uma previsão de quais moléculas da lista são polares. As moléculas dadas são: \mathrm{I}_2, \mathrm{ICl}, \mathrm{CCl}_4, \mathrm{CH}_2\mathrm{Cl}_2, \mathrm{PCl}_3, \mathrm{POCl}_3, \mathrm{BF}_3 e \mathrm{NF}_3.
Informações relevantes dadas (explicitadas):
  • A lista completa das moléculas para classificar como polar ou apolar.
  • Não foi fornecida figura, então usarei a geometria molecular esperada a partir da fórmula e regras de química (VSEPR) para cada espécie.

Passo 2

Conceito essencial: o que torna uma molécula polar?
  • Uma molécula é polar se tiver um momento de dipolo resultante diferente de zero. O momento de dipolo total é a soma vetorial dos momentos de dipolo de cada ligação química.
  • Cada ligação é polar se há diferença de eletronegatividade entre os átomos ligados; o átomo mais eletronegativo puxa mais densidade eletrônica e cria um dipolo apontando para ele.
  • Mesmo que todas as ligações individuais sejam polares, a molécula pode ser apolar se a geometria fizer com que os vetores-dipolo se cancelem (ex.: molécula totalmente simétrica).
    Resumo prático: preciso avaliar duas coisas para cada molécula:
  1. As ligações são polares? (ver diferença de eletronegatividade)
  2. A geometria molecular permite que esses dipolos se cancelem ou não?

Passo 3

Pequena aula prática sobre geometria molecular (VSEPR) — o que preciso usar na prova:
  • Conte o número de pares de elétrons ao redor do átomo central (ligações + pares isolados).
  • O arranjo eletrônico determina a geometria (ex.: 4 domínios → geom. eletrônica tetraédrica; se não houver pares isolados, a molécula será tetraédrica; com 1 par isolado e 3 ligantes → trigonal piramidal).
    Formas importantes que aparecem aqui:
  • Linear (2 domínios): simétrica, vetores opostos se iguais.
  • Trigonal planar (3 domínios, sem pares isolados): simétrica no plano; três vetores iguais a 120° se cancelam.
  • Tetraédrica (4 domínios, sem pares isolados): 4 vetores a 109,5°; 4 ligantes idênticos → cancelamento total.
  • Trigonal piramidal (3 ligantes + 1 par isolado): simétrica incompleta, há dipolo resultante não nulo.

Passo 4

Regra prática de eletronegatividade (só para saber direção do dipolo):
  • Em uma ligação A–B, o dipolo aponta do átomo menos eletronegativo para o mais eletronegativo.
  • Não preciso de valores exatos agora; basta identificar qual átomo é mais eletronegativo (por ex., \mathrm{F}>\mathrm{O}>\mathrm{N}\sim\mathrm{Cl}>\mathrm{C}\sim\mathrm{I}\sim\mathrm{P}, qualitativamente).

Passo 5

  • Tipo: diatômica homonuclear.
  • Informações: ambas as extremidades são o mesmo átomo ( \mathrm{I} e \mathrm{I}), portanto a ligação é apolar (nenhuma diferença de eletronegatividade).
  • Geometria trivial: linear com apenas dois átomos.
  • Conclusão: não há dipolo líquido.
  • Resultado: \mathrm{I}_2 é apolar.

Passo 6

  • Tipo: diatômica heteronuclear.
  • Informações: \mathrm{I} e \mathrm{Cl} têm eletronegatividades diferentes ( \mathrm{Cl} é mais eletronegativo que \mathrm{I}), então a ligação \mathrm{I}\!-\!\mathrm{Cl} é polar.
  • Geometria: apenas dois átomos (linear trivial), não há cancelamento possível.
  • Conclusão: existe um dipolo do \mathrm{I} para o \mathrm{Cl}.
  • Resultado: \mathrm{ICl} é polar.

Passo 7

  • Estrutura: carbono central ligado a quatro cloro, fórmula sugere tetraedro.
  • Ligações: cada ligação \mathrm{C}\!-\!\mathrm{Cl} é polar (Cl mais eletronegativo do que C), então há quatro dipolos individuais.
  • Geometria: tetraédrica com quatro substituintes idênticos ( \mathrm{Cl} em vértices equivalentes).
  • Vetores-dipolo: simétricos e apontando para os quatro cloros; por simetria eles se cancelam (soma vetorial = zero).
  • Conclusão: dipolo resultante nulo.
  • Resultado: \mathrm{CCl}_4 é apolar.

Passo 8

  • Estrutura: carbono central com quatro ligações (dois \mathrm{H} e dois \mathrm{Cl}), geometria tetraédrica.
  • Ligações: \mathrm{C}\!-\!\mathrm{Cl} são mais polares que \mathrm{C}\!-\!\mathrm{H}; portanto dois dipolos maiores apontando para os \mathrm{Cl} e dois dipolos menores apontando para os \mathrm{H}.
  • Geometria: como os ligantes não são todos idênticos (dois \mathrm{Cl} e dois \mathrm{H}), a simetria não é completa; os dipolos não se cancelam totalmente.
  • Conclusão: há um momento dipolar resultante diferente de zero.
  • Resultado: \mathrm{CH}_2\mathrm{Cl}_2 é polar.

Passo 9

  • Estrutura: fósforo central ligado a três cloros e tendo um par isolado (configuração típica: 3 ligações + 1 par isolado → trigonal piramidal).
  • Ligações: \mathrm{P}\!-\!\mathrm{Cl} são polares (Cl mais eletronegativo).
  • Geometria: trigonal piramidal (semelhante ao \mathrm{NH}_3), a presença do par isolado cria assimetria.
  • Vetores-dipolo: os três dipolos não se cancelam por causa da geometria piramidal e do par isolado; resta um dipolo resultante apontando em direção ao grupo mais eletronegativo agregado.
  • Conclusão: momento dipolar não nulo.
  • Resultado: \mathrm{PCl}_3 é polar.

Passo 10

  • Estrutura: fósforo central ligado a um oxigênio por dupla ligação \mathrm{P}=\mathrm{O} e a três cloros \mathrm{P}-\mathrm{Cl}. O fósforo tem, nesse caso, quatro substituintes (nenhum par isolado no P), então a geometria de torno do P é aproximadamente tetraédrica (arranjo eletrônico com quatro domínios).
  • Ligações: \mathrm{P}=\mathrm{O} é bastante polar (O bem mais eletronegativo que P); \mathrm{P}-\mathrm{Cl} também é polar, mas diferente da \mathrm{P}=\mathrm{O}.
  • Simetria: os três \mathrm{Cl} são equivalentes entre si, mas a \mathrm{P}=\mathrm{O} é distintamente diferente dos \mathrm{Cl}. Assim a tetraedral não tem quatro ligantes idênticos → os dipolos não se cancelam.
  • Conclusão: existe um dipolo resultante, geralmente apontando em direção ao oxigênio (grupo mais eletronegativo).
  • Resultado: \mathrm{POCl}_3 é polar.

Passo 11

  • Estrutura: boro central com três ligações a flúor, sem pares isolados no B; geometria trigonal planar (três domínios).
  • Ligações: \mathrm{B}\!-\!\mathrm{F} são polares (F muito eletronegativo), então cada ligação tem um dipolo.
  • Geometria e simetria: trigonal planar com três ligantes idênticos em 120° → vetores-dipolo iguais espaçados a 120° se cancelam (soma vetorial = 0).
  • Conclusão: apesar de ligações polares, a molécula é apolar por simetria.
  • Resultado: \mathrm{BF}_3 é apolar.

Passo 12

  • Estrutura: nitrogênio central ligado a três flúor e com um par isolado → geometria trigonal piramidal (semelhante ao \mathrm{NH}_3).
  • Ligações: \mathrm{N}\!-\!\mathrm{F} são polares (F mais eletronegativo que N).
  • Geometria: devido ao par isolado a disposição não é plana; consequentemente, os três dipolos não se cancelam completamente.
  • Observação mais sutil (didática): em comparação com \mathrm{NH}_3, onde o dipolo aponta em direção ao N (N mais eletronegativo que H), em \mathrm{NF}_3 os vetores das ligações apontam para os F; ainda assim, a geometria piramidal gera um pequeno dipolo resultante (experimentalmente \mathrm{NF}_3 tem dipolo pequeno, mas não nulo).
  • Conclusão: há momento dipolar resultante diferente de zero, portanto polar (embora fraco).
  • Resultado: \mathrm{NF}_3 é polar.

Passo 13

Resumo das regras aplicadas aqui (para você lembrar na prova):
  • Molécula diatômica heteronuclear → normalmente polar.
  • Molécula com ligantes todos idênticos e geometria totalmente simétrica (tetraédrica com 4 iguais, trigonal planar com 3 iguais) → apolar.
  • Par isolado no átomo central tende a criar assimetria e favorecer polaridade (ex.: trigonal piramidal).
  • Se tiver ligantes diferentes, verifique se há simetria que permita cancelamento; na maioria dos casos, ligantes diferentes → polar.

Resposta

\mathrm{I}_2: apolar
\mathrm{ICl}: polar
\mathrm{CCl}_4: apolar
\mathrm{CH}_2\mathrm{Cl}_2: polar
\mathrm{PCl}_3: polar
\mathrm{POCl}_3: polar
\mathrm{BF}_3: apolar
\mathrm{NF}_3: polar

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