A molécula de água \left(\mathrm{H}_{2} \mathrm{O}\right) é frequentemente citada como exemplo clássico de molécula polar. Analise as afirmações abaixo e responda:
a) Explique por que a ligação \mathrm{O}-\mathrm{H} é considerada covalente polar. Utilize o conceito de eletronegatividade em sua resposta.
b) A molécula de \mathrm{H}_{2} \mathrm{O} possui geometria angular. Explique como essa geometria contribui para a polaridade da molécula.
c) Qual seria a geometria e a polaridade da molécula de \mathrm{CO}_{2} ? Compare com a água e explique por que moléculas com ligações polares podem ser apolares.

Passo 1

Vou listar claramente o que o enunciado pede e as informações que vou usar (não vou resolver nada ainda).
  • O enunciado faz três perguntas separadas:
    a) Por que a ligação \mathrm{O}-\mathrm{H} é considerada covalente polar (usar conceito de eletronegatividade)?
    b) Como a geometria angular da molécula de \mathrm{H_2O} contribui para a polaridade da molécula?
    c) Qual a geometria e a polaridade da molécula de \mathrm{CO_2}? Comparar com a água e explicar por que moléculas com ligações polares podem ser apolares.
  • Informações relevantes que vou usar (valores típicos de eletronegatividade de Pauling, que peguei como referência comum):
    • \chi_{\mathrm{O}} \approx 3{,}5
    • \chi_{\mathrm{H}} \approx 2{,}1
    • \chi_{\mathrm{C}} \approx 2{,}5
  • Outros conceitos que serão úteis e que vou desenvolver passo a passo: definição de eletronegatividade, diferença de eletronegatividade e sua relação com polaridade de ligação; conceito de dipolo elétrico e vetor momento de dipolo \vec{\mu}; VSEPR para prever geometria molecular; como a simetria espacial faz vetores de dipolo se cancelarem.

Passo 2

Primeiro, o que é eletronegatividade e como ela determina se uma ligação é polar.
  • Eletronegatividade é uma medida (adimensional) da tendência de um átomo em atrair elétrons numa ligação química. Em química orgânica/inorgânica costuma-se usar a escala de Pauling.
  • Quando dois átomos formam uma ligação covalente, se suas eletronegatividades forem iguais ou muito próximas, os elétrons da ligação ficam compartilhados de maneira quase igual → ligação covalente apolar. Se houver diferença significativa, os elétrons ficam mais próximos do átomo mais eletronegativo → ligação covalente polar (não se transferem totalmente os elétrons; isso seria uma ligação iônica).
  • Como regra prática (apenas um guia):
    • \Delta\chi \lesssim 0{,}4 → ligação praticamente apolar covalente;
    • 0{,}4 \lesssim \Delta\chi \lesssim 1{,}7 → ligação covalente polar;
    • \Delta\chi \gtrsim 1{,}7 → tendência a caráter iônico (não é uma divisão rígida, mas serve de referência).
Agora aplico isso à ligação \mathrm{O}-\mathrm{H}.

Passo 3

Cálculo e interpretação para a ligação \mathrm{O}-\mathrm{H}.
  • Usando os valores típicos: \Delta\chi_{\mathrm{O}-\mathrm{H}}=\chi_{\mathrm{O}}-\chi_{\mathrm{H}}\approx 3{,}5-2{,}1=1{,}4.
  • Como \Delta\chi_{\mathrm{O}-\mathrm{H}}\approx 1{,}4 está bem dentro da faixa onde a ligação é considerada covalente polar, concluímos que a ligação \mathrm{O}-\mathrm{H} é covalente polar.
  • Física-química por trás disso (explicação didática): o oxigênio atrai com mais força os elétrons compartilhados, ficando com uma carga parcial negativa que chamamos de \delta^{-}, enquanto o hidrogênio fica com uma carga parcial positiva \delta^{+}. Escreve-se com frequência \mathrm{O}^{\delta^-}-\mathrm{H}^{\delta^+}.

Passo 4

O que é momento dipolar e como representamos a polaridade de uma ligação.
  • O momento dipolar de uma ligação é um vetor que representa separação de cargas parciais. Em termos simples, tem magnitude proporcional à quantidade de carga separada e à distância entre as cargas e direção do polo positivo para o polo negativo (na prática em química o “vetor” aponta para o átomo mais eletronegativo).
  • Em termos simbólicos simples: \vec{\mu}=q\cdot \vec{d},onde q é a carga parcial e \vec{d} é o vetor que liga o centro da carga positiva ao centro da carga negativa. Unidade habitual: Debye, mas aqui o importante é o caráter vetorial.
  • Para cada ligação \mathrm{O}-\mathrm{H} existe um vetor dipolo apontando do hidrogênio (mais positivo) para o oxigênio (mais negativo).

Passo 5

Geometria da molécula \mathrm{H_2O}: VSEPR e consequência para polaridade.
  • Regra VSEPR (explicada): os pares eletrônicos ao redor do átomo central se posicionam de modo a minimizar repulsões; pares ligantes e pares isolados (lone pairs) contam como regiões de densidade eletrônica.
  • No \mathrm{H_2O}: o oxigênio central tem quatro regiões de densidade eletrônica: duas ligações \mathrm{O}-\mathrm{H} e duas pares isolados. Isso dá geometria eletrônica tetraédrica, mas a geometria molecular (apenas considerando átomos) é angular (curvada, “bent”).
  • O ângulo de ligação aproximado na água é \,104{,}5^\circ. Esse valor é menor que o ângulo tetraédrico ideal \,109{,}5^\circ porque os pares isolados exercem maior repulsão que pares ligantes e “apertam” o ângulo das ligações \mathrm{O}-\mathrm{H}.
  • Agora, como isso afeta os vetores dipolares: imagine os dois vetores das ligações \mathrm{O}-\mathrm{H} de mesma magnitude separados por \,104{,}5^\circ. Ao adicionar vetorialmente esses dois vetores, o resultado não é zero porque eles não são colineares opostos; há uma componente resultante em direção ao oxigênio.
  • Podemos escrever a soma vetorial simplificada (dois vetores iguais \vec{\mu}_{\text{lig}} com ângulo \theta entre eles) e obter magnitude do dipolo total: \mu_{\text{total}}=2\,\mu_{\text{lig}}\cos\!\left(\frac{\theta}{2}\right).Substituindo \theta=104{,}5^\circ obtemos \cos\!\left(52{,}25^\circ\right)>0, logo \mu_{\text{total}}>0. Em palavras: os dois dipolos parciais se somam formando um dipolo líquido apontando para o oxigênio.
  • Conclusão: a geometria angular impede o cancelamento dos dipolos de ligação, resultando em uma molécula polar com um momento dipolar líquido apontando para o lado do oxigênio.

Passo 6

Geometria e polaridade da molécula \mathrm{CO_2}; comparação com \mathrm{H_2O}.
  • Estrutura e geometria: no \mathrm{CO_2} o carbono central faz duas ligações duplas com oxigênios, e há duas regiões de densidade ligante ao redor do carbono. Pela VSEPR isso leva a geometria eletrônica e molecular linear, com ângulo \,180^\circ.
  • Cada ligação \mathrm{C}=\mathrm{O} é polar porque \chi_{\mathrm{O}}\approx 3{,}5 e \chi_{\mathrm{C}}\approx 2{,}5, então \Delta\chi_{\mathrm{C}-\mathrm{O}}\approx 3{,}5-2{,}5=1{,}0,indicando caráter covalente polar das ligações \mathrm{C}=\mathrm{O}.
  • Entretanto, na geometria linear os dois vetores dipolares das ligações são de mesma magnitude e apontam em direções exatamente opostas (um para a direita, outro para a esquerda). Ao somá-los vetorialmente, eles se cancelam: \mu_{\text{total}}= \vec{\mu}_1+\vec{\mu}_2 = 0.
  • Portanto a molécula \mathrm{CO_2} é apolar (momento dipolar líquido nulo), apesar de ter ligações polares.
  • Comparação com água: em \mathrm{H_2O} a falta de simetria linear (geometria angular) impede o cancelamento e gera dipolo líquido; em \mathrm{CO_2} a simetria linear faz o cancelamento perfeito.

Passo 7

Regra geral e exemplos rápidos para fixar a ideia (como fazer na prova).
  • Regra curta para provas: determine (i) se as ligações são polares (diferença de eletronegatividade) e (ii) a geometria molecular (VSEPR). Se os vetores dipolares de todas as ligações se somarem a zero por simetria, a molécula é apolar; caso contrário, é polar.
  • Exemplos que ajudam a lembrar:
    • \mathrm{CO_2}: ligações polares + geometria linear → apolar (cancelamento).
    • \mathrm{H_2O}: ligações polares + geometria angular → polar (não cancelam).
    • \mathrm{CCl_4}: ligações \mathrm{C}-\mathrm{Cl} polares mas geometria tetraédrica totalmente simétrica → apolar (vetores se cancelam).
    • \mathrm{NH_3}: ligações polares + geometria piramidal → polar (há dipolo resultante).
  • Dica prática na prova: faça dois passos rápidos e visuais — calcule \Delta\chi para cada ligação (só para saber se há dipolo local) e desenhe a geometria com vetores de dipolo para verificar se somam zero ou não.

Resposta

a) A ligação \mathrm{O}-\mathrm{H} é covalente polar porque a diferença de eletronegatividade \Delta\chi_{\mathrm{O}-\mathrm{H}}\approx 3{,}5-2{,}1=1{,}4 faz com que os elétrons da ligação fiquem mais próximos do oxigênio, criando cargas parciais \mathrm{O}^{\delta^-} e \mathrm{H}^{\delta^+}.
b) A geometria angular de \mathrm{H_2O} (ângulo \approx 104{,}5^\circ) impede o cancelamento vetorial dos dipolos das ligações \mathrm{O}-\mathrm{H}; os dois dipolos somam-se em uma resultante não nula apontando para o oxigênio, por isso a molécula é polar.
c) A molécula \mathrm{CO_2} é linear (ângulo \,180^\circ) e apolar: cada ligação \mathrm{C}=\mathrm{O} é polar ( \Delta\chi_{\mathrm{C}-\mathrm{O}}\approx 1{,}0), mas os dipolos das duas ligações são iguais e opostos e se cancelam. Moléculas com ligações polares podem ser apolares quando a simetria geométrica faz com que os dipolos de ligação se anulem.

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