Indique o tipo de ligação, a polaridade da ligação, a polaridade da molécula, a geometria molecular e a estrutura de Lewis, dos seguintes compostos:
\mathrm{PH}_{3}

Passo 1

O enunciado pede, para a molécula \mathrm{PH}_3, que eu indique:
  • o tipo de ligação;
  • a polaridade da ligação;
  • a polaridade da molécula;
  • a geometria molecular;
  • a estrutura de Lewis.
Informações iniciais que vamos usar (valência e eletronegatividade):
  • Número de elétrons de valência: fósforo \mathrm{P} tem 5 elétrons de valência e cada hidrogênio \mathrm{H} tem 1.
  • Elétrons totais de valência em \mathrm{PH}_3: 5 + 3\cdot1 = 8.
  • Eletronegatividades (escala de Pauling, valores aproximados): \chi(\mathrm{P}) \approx 2{,}19 e \chi(\mathrm{H}) \approx 2{,}20.
Vou construir a resposta passo a passo a partir daí.

Passo 2

Construção da estrutura de Lewis — contagem e distribuição dos elétrons (explicação bem direta para poder reproduzir na prova).
  1. Contar elétrons de valência (já fizemos): \;8 elétrons de valência no total. Explanação rápida: cada ligação simples usa um par de elétrons (2 elétrons).
  2. Montar ligação P–H: para ligar três hidrogênios ao fósforo são necessárias 3 ligações simples, ocupando 3\times2=6 elétrons.
  3. Restam 8-6=2 elétrons que aparecem como um par isolado (lone pair) no átomo central \mathrm{P}.
Portanto a estrutura de Lewis tem o fósforo no centro ligado por três ligações simples a três hidrogênios e contendo um par isolado.

Passo 3

Desenho e formalização da estrutura de Lewis (explicando como ler):
  • Descrição verbal: \mathrm{P} no centro com três ligações simples \mathrm{P}\!-\!\mathrm{H} e um par isolado (dois elétrons não ligantes) no \mathrm{P}.
  • Em notação compacta (usando TeX para ficar claro): a estrutura de Lewis pode ser representada como \mathrm{:P(H)_3} onde os dois pontos \!:\! antes do \mathrm{P} indicam o par isolado.
  • Conferência de cargas formais: cada ligação P–H envolve um par eletrônico compartilhado, atribuindo formalmente carga 0 a todos os átomos (nenhuma carga formal necessária).
Explicação didática: para calcular carga formal de um átomo, usa-se \text{carga formal} = \text{elétrons de valência} - (\text{elétrons não-ligantes} + \tfrac{1}{2}\text{elétrons ligantes})éêéãé. Aqui todas as cargas formais ficam zero.

Passo 4

Geometria eletrônica e geometria molecular — aplicando VSEPR passo a passo (a parte que costuma cair na prova):
  1. Contar regiões de densidade eletrônica ao redor do átomo central \mathrm{P}: há 3 ligações simples (cada uma é uma região) + 1 par isolado = 4 regiões eletrônicas.
  2. Pelo modelo VSEPR, 4 regiões eletrônicas configuram uma geometria eletrônica tetraédrica (os quatro “pontos” querem se afastar o máximo possível).
  3. A geometria molecular leva em conta somente os átomos ligados (não os pares isolados): com 3 átomos ligados e 1 par isolado, a geometria molecular é trigonal piramidal.
  4. Ângulo de ligação: o ângulo ideal tetraédrico é 109{,}5^\circ, mas pares isolados ocupam mais espaço e comprimem os ângulos ligados. Em \mathrm{PH}_3 o ângulo \angle\mathrm{H-P-H} é significativamente menor que 109{,}5^\circ; experimentalmente vale aproximadamente \;93^\circ (ordem de grandeza: \sim93{,}5^\circ).
    Explicação didática: pares isolados “empurram” mais porque o par não ligante está concentrado mais perto do átomo central, aumentando a repulsão par-par/par-ligante e reduzindo os ângulos ligantes.

Passo 5

Hybridização (o que se costuma escrever na prova e o porquê):
  • Pelo modelo simples (VSEPR + hibridização), quatro regiões eletrônicas ao redor do \mathrm{P} correspondem a hibridização \mathrm{sp}^3. Assim, pode-se dizer que o fósforo em \mathrm{PH}_3 é aproximadamente \mathrm{sp}^3-hibridizado.
  • Observação prática: no caso de fosfina ( \mathrm{PH}_3) existe discussão avançada sobre a presença reduzida de hibridização efetiva e caráter maior de orbitais 3p nas ligações P–H (isso explica em parte o ângulo menor). Para a maioria das provas de graduação, aceitar \mathrm{sp}^3 e justificar pela contagem de quatro regiões eletrônicas é suficiente.

Passo 6

Tipo de ligação e polaridade das ligações (com números e critérios simples):
  1. Definição rápida: ligação covalente = compartilhamento de elétrons; ligação iônica = transferência de elétrons.
  2. Usei as eletronegatividades para avaliar polaridade de cada ligação P–H: calcular diferença de eletronegatividade
\Delta\chi = \left|\chi(\mathrm{P})-\chi(\mathrm{H})\right| = \left|2{,}19-2{,}20\right| = 0{,}01.
  1. Critério prático (valores aproximados usados em provas): \Delta\chi \lesssim 0{,}4 → ligação essencialmente apolar covalente; 0{,}4\lesssim\Delta\chi\lesssim1{,}7 → ligação polar covalente; \Delta\chi\gtrsim1{,}7 → caráter iônico.
  2. Conclusão para P–H: \Delta\chi\approx0{,}01 é praticamente zero, então cada ligação \mathrm{P}\!-\!\mathrm{H} é uma ligação covalente praticamente não polar (apolar).
Explicação curta e amigável: não adianta dizer “apolar” porque P e H têm eletronegatividades diferentes por algumas casas decimais — essa diferença é praticamente nula, então o par eletrônico fica quase exatamente compartilhado.

Passo 7

Polaridade total da molécula — soma vetorial das contribuições (ensinar como raciocinar na prova):
  1. Mesmo que cada ligação P–H seja praticamente apolar, a molécula pode ser polar se a distribuição de elétrons não for simétrica. Aqui a geometria trigonal piramidal não é simétrica como um triângulo plano; existe um par isolado no \mathrm{P} que cria uma região de maior densidade eletrônica voltada para um lado.
  2. O par isolado confere assimétrica na nuvem eletrônica: o efeito líquido é um dipolo resultante apontando do conjunto de hidrogênios para o fósforo (ou dito de outro modo, o fósforo fica ligeiramente negativo em relação aos hidrogênios).
  3. Portanto a molécula \mathrm{PH}_3 é polar — tem momento dipolar diferente de zero. Valor experimental do momento dipolar: aproximadamente
\mu \approx 0{,}58\\ \mathrm{D}
(D = Debye). É um valor pequeno comparado à \mathrm{NH}_3, mas não é nulo.
4) Explicação intuitiva para prova: mesmo com ligações pouco polares, o par isolado gera assimetria e resulta em dipolo.

Passo 8

Resumo interpretativo e dicas práticas para a prova (o que escrever rapidinho):
  • Ao ver \mathrm{PH}_3: conte elétrons, faça três ligações simples, coloque o par isolado no fósforo; escreva “geometria eletrônica tetraédrica / geometria molecular trigonal piramidal”; diga “ligações P–H covalentes apolares (Δχ≈0,01)”; diga “molécula polar (momento dipolar ≠0, \mu\approx0{,}58\\ \mathrm{D})”.
  • Dica de memorização: pares isolados importam mais para a forma e polaridade do que a “simetria dos átomos” quando as ligações são pouco polares.

Resposta

Tipo de ligação: ligações covalentes simples \mathrm{P}\!-\!\mathrm{H} (sigma).
Polaridade da ligação: praticamente apolar (diferença de eletronegatividade \Delta\chi\approx0{,}01).
Polaridade da molécula: polar (momento dipolar experimental \mu\approx0{,}58\\ \mathrm{D}).
Geometria molecular: trigonal piramidal (geometria eletrônica tetraédrica; ângulo \angle\mathrm{H-P-H} aproximadamente 93^\circ).
Estrutura de Lewis: fósforo central com três ligações simples a hidrogênios e um par isolado, por exemplo representada como \mathrm{:P(H)_3} (todas as cargas formais = 0).

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