(Mack-2004) A alternativa que apresenta somente moléculas polares é:
Dados: (número atômico)
\mathrm{H}=1 ; \mathrm{C}=6 ; \mathrm{N}=7 ; \mathrm{O}=8 ; \mathrm{P}=15 ; \mathrm{S}=16 ; \mathrm{Cl}=17. (tabela de eletronegatividade)
\mathrm{F}>\mathrm{O}>\mathrm{Cl}=\mathrm{N}>\mathrm{Br}>\mathrm{I}=\mathrm{C}=\mathrm{S}>\mathrm{P}=\mathrm{H}
a) \mathrm{N}_{2} \mathrm{e} \mathrm{H}_{2}
  • \mathrm{H}_{2} \mathrm{O} e \mathrm{NH}_{3}
    c) \mathrm{PH}_{3} e \mathrm{CO}_{2}
    d) \mathrm{H}_{2} \mathrm{~S} e \mathrm{CCl}_{4}
    e) \mathrm{CH}_{4} \mathrm{e} \mathrm{HCl}

Passo 1

O enunciado pede: identificar a alternativa que apresenta somente moléculas polares. As informações relevantes dadas pelo enunciado são:
\mathrm{H}=1; \mathrm{C}=6; \mathrm{N}=7; \mathrm{O}=8; \mathrm{P}=15; \mathrm{S}=16; \mathrm{Cl}=17.
A ordem de eletronegatividade fornecida é
\mathrm{F}>\mathrm{O}>\mathrm{Cl}=\mathrm{N}>\mathrm{Br}>\mathrm{I}=\mathrm{C}=\mathrm{S}>\mathrm{P}=\mathrm{H}.
As alternativas são:
a) \mathrm{N}_{2} e \mathrm{H}_{2}
b) \mathrm{H}_{2}\mathrm{O} e \mathrm{NH}_{3}
c) \mathrm{PH}_{3} e \mathrm{CO}_{2}
d) \mathrm{H}_{2}\mathrm{S} e \mathrm{CCl}_{4}
e) \mathrm{CH}_{4} e \mathrm{HCl}

Passo 2

Conceito importante 1 — polaridade de ligação (ligação intramolecular):
Quando dois átomos formam uma ligação covalente, a diferença de eletronegatividade entre eles determina se a ligação é apolar ou polar. Resumo prático:
  • Se os átomos têm a mesma eletronegatividade → ligação apolar (não há separação de carga).
  • Se um átomo é mais eletronegativo que o outro → elétrons atraídos para o mais eletronegativo → ligação polar (gera um dipolo apontando para o átomo mais eletronegativo).
    No enunciado temos só a ordem das eletronegatividades; usaremos comparações (ex.: se A>B então A\!-\!B é polar apontando para A; se A=B então A\!-\!B é apolar).

Passo 3

Conceito importante 2 — polaridade molecular (molécula como um todo):
A molécula será polar quando a soma vetorial dos momentos de dipolo das ligações (e dos pares isolados) não for zero. Três pontos práticos:
  1. Moléculas diatômicas formadas por átomos iguais (ex.: \mathrm{N}_2,\\ \mathrm{H}_2) são apolares.
  2. Moléculas com geometria simétrica e ligações polares podem ter os dipolos que se cancelam (ex.: \mathrm{CO}_2 linear, \mathrm{CCl}_4 tetraédrica).
  3. Pares de elétrons não ligantes (lone pairs) no átomo central alteram a geometria e podem impedir o cancelamento dos dipolos (ex.: \mathrm{H}_2\mathrm{O} e \mathrm{NH}_3 têm lone pairs e geometria assimétrica → geralmente polares).
    VSEPR (regra prática): contar domínios eletrônicos ao redor do átomo central (ligações + pares isolados) para prever geometria: 2→linear, 3 (sem lone pair)→trigonal planar, 3 com 1 lone pair→trigonal planar deformada (piramidal baixa), 4 sem lone pair→tetraédrica, 4 com 1 lone pair→trigonal piramidal, 4 com 2 lone pairs→angular/bent, etc.

Passo 4

Analisando a alternativa (a): \mathrm{N}_{2} e \mathrm{H}_{2}.
  • \mathrm{N}_2: dois átomos idênticos \Rightarrow diferença de eletronegatividade =0 \Rightarrow ligação apolar e, sendo diatômica, molécula apolar.
  • \mathrm{H}_2: idem — diatômica homonuclear \Rightarrow apolar.
    Conclusão: alternativa (a) contém somente moléculas apolares, portanto não é a que procuramos.

Passo 5

Analisando a alternativa (b): \mathrm{H}_{2}\mathrm{O} e \mathrm{NH}_{3}.
  • Usando a ordem dada, \mathrm{O}>\mathrm{H} e \mathrm{N}>\mathrm{H}. Logo as ligações \mathrm{O}\!-\!\mathrm{H} e \mathrm{N}\!-\!\mathrm{H} são polares, com dipolos apontando para \mathrm{O} e \mathrm{N}, respectivamente.
  • Geometria de \mathrm{H}_2\mathrm{O}: átomo central \mathrm{O} com dois pares ligantes e dois pares isolados → geometria efetiva angular (bent) ≈ 104{,}5^\circ. Os dois vetores dipolo \mathrm{O}\!-\!\mathrm{H} não se cancelam → resultante não nula apontando para o oxigênio → molécula polar.
  • Geometria de \mathrm{NH}_3: átomo central \mathrm{N} com três ligações e um par isolado → geometria trigonal piramidal; os três dipolos \mathrm{N}\!-\!\mathrm{H} não se cancelam por causa do lone pair e da assimetria → resultante não nula apontando para o nitrogênio → molécula polar.
    Conclusão: alternativa (b) contém duas moléculas polares.

Passo 6

Analisando a alternativa (c): \mathrm{PH}_{3} e \mathrm{CO}_{2}.
  • Pela ordem fornecida, \mathrm{P}=\mathrm{H}. Portanto as ligações \mathrm{P}\!-\!\mathrm{H} têm eletronegatividades iguais ou muito próximas → ligações praticamente apolares. Mesmo que a geometria de \mathrm{PH}_3 seja piramidal, se as ligações são apolares a molécula tende a ser apolar (na prática \mathrm{PH}_3 tem dipolo muito pequeno; com a tabela dada tratamos como apolar).
  • \mathrm{CO}_2: \mathrm{O}>\mathrm{C} → cada ligação \mathrm{C}\!-\!\mathrm{O} é polar, mas a molécula é linear ( \mathrm{O}-\mathrm{C}-\mathrm{O}, simétrica) → os dois dipolos se cancelam → molécula apolar.
    Conclusão: alternativa (c) contém moléculas essencialmente apolares.

Passo 7

Analisando a alternativa (d): \mathrm{H}_{2}\mathrm{S} e \mathrm{CCl}_{4}.
  • Pela ordem, \mathrm{S}>\mathrm{H} (pois \mathrm{I}=\mathrm{C}=\mathrm{S}>\mathrm{P}=\mathrm{H}), então \mathrm{S}\!-\!\mathrm{H} é polar. \mathrm{H}_2\mathrm{S} tem o enxofre com dois pares isolados → geometria angular (semelhante à água mas ângulo menor) → dipolos não cancelam → \mathrm{H}_2\mathrm{S} é polar (ao menos moderadamente).
  • \mathrm{CCl}_4: \mathrm{Cl}>\mathrm{C} → ligações \mathrm{C}\!-\!\mathrm{Cl} são polares, porém a molécula é tetraédrica e simétrica → os quatro dipolos se cancelam → \mathrm{CCl}_4 é apolar.
    Conclusão: alternativa (d) tem uma polar e uma apolar → não serve.

Passo 8

Analisando a alternativa (e): \mathrm{CH}_{4} e \mathrm{HCl}.
  • \mathrm{CH}_4: mesmo que haja uma pequena diferença entre \mathrm{C} e \mathrm{H} segundo a tabela, as quatro ligações estão dispostas numa tetraedro simétrico → cancelamento dos dipolos → molécula apolar.
  • \mathrm{HCl}: \mathrm{Cl}>\mathrm{H} → ligação polar entre dois átomos diferentes → molécula diatômica polar.
    Conclusão: alternativa (e) mistura uma apolar e uma polar → não serve.

Passo 9

Resumo das conclusões por alternativa:
  • (a): ambas apolares → descartada.
  • (b): ambas polares ( \mathrm{H}_{2}\mathrm{O} e \mathrm{NH}_{3}) → candidata correta.
  • (c): ambas apolares → descartada.
  • (d): uma polar ( \mathrm{H}_2\mathrm{S}) e uma apolar ( \mathrm{CCl}_4) → descartada.
  • (e): uma apolar ( \mathrm{CH}_4) e uma polar ( \mathrm{HCl}) → descartada.

Resposta

b) \mathrm{H}_{2}\mathrm{O} e \mathrm{NH}_{3}

Exercícios relacionados