A molécula de fosgênio é polar ou apolar? Justifique sua resposta.

Passo 1

O que o enunciado pede: determinar se a molécula de fosgênio é polar ou apolar e justificar por que.
Informações relevantes que vou usar (a partir da fórmula conhecida do fosgênio):
  • A fórmula da molécula é \mathrm{COCl_2} (um átomo de carbono, um de oxigénio e dois de cloro).
  • Vou precisar do número de elétrons de valência e da distribuição eletrónica básica para montar a estrutura de Lewis.
  • Vou usar conceitos de ligação polar (diferença de eletronegatividade) e geometria molecular (VSEPR) para ver se os dipolos das ligações se cancelam ou não.

Passo 2

Montagem da estrutura de Lewis passo a passo (contagem de elétrons e ligações).
  • Elétrons de valência disponíveis:
    • Carbono: \mathrm{C} tem \,4 elétrons de valência.
    • Oxigénio: \mathrm{O} tem \,6 elétrons de valência.
    • Cloro: cada \mathrm{Cl} tem \,7 elétrons de valência, e há dois \mathrm{Cl}, então \,2\times7=14.
    • Total de elétrons de valência = \,4+6+14=24.
  • Monta-se a estrutura mais razoável: o carbono ao centro ligado ao oxigénio e aos dois cloros. Para satisfazer as regras do octeto e minimizar cargas formais, faz-se uma dupla ligação entre \mathrm{C} e \mathrm{O} e ligações simples entre \mathrm{C} e cada \mathrm{Cl}. Isso consome:
    • Dupla ligação \mathrm{C=O}: 4 elétrons.
    • Duas ligações \mathrm{C-Cl}: 2\times2=4 elétrons.
    • Total em ligações = \,8 elétrons. Os restantes \,24-8=16 elétrons ficam como pares isolados nos átomos (na prática: \mathrm{O} com dois pares isolados; cada \mathrm{Cl} com três pares isolados).
  • Verificação rápida de cargas formais: com essa estrutura todos os átomos ficam com carga formal \,0, então é a estrutura correta razoável.

Passo 3

Determinar a geometria ao redor do átomo central (VSEPR) e ângulos aproximados.
  • No carbono há três regiões de densidade eletrónica (uma dupla ligação \mathrm{C=O} conta como uma região, mais duas ligações simples \mathrm{C-Cl}). Então o arranjo eletrónico é de três regiões.
  • Para três regiões sem pares isolados no átomo central, a geometria é trigonal plana.
  • Portanto os três ligantes (um \mathrm{O} e dois \mathrm{Cl}) ficam nos vértices de um triângulo plano com ângulos aproximados de \,120^\circ entre ligações. Geometricamente podemos imaginar o oxigénio numa ponta e os dois cloros simetricamente nas outras duas pontas.

Passo 4

Entender as polaridades das ligações individuais (diferenças de eletronegatividade).
  • Valores de eletronegatividade de Pauling (aproximados):
    • \chi(\mathrm{C})=2,55
    • \chi(\mathrm{O})=3,44
    • \chi(\mathrm{Cl})=3,16
      (estes números servem para comparar quão polar é cada ligação).
  • Diferenças:
    • Para \mathrm{C{-}O}: \Delta\chi_{C,O}=3,44-2,55=0,89.
    • Para \mathrm{C{-}Cl}: \Delta\chi_{C,Cl}=3,16-2,55=0,61.
  • Conclusão: tanto \mathrm{C=O} quanto \mathrm{C-Cl} são ligações polares; a ligação \mathrm{C=O} é mais polar que cada ligação \mathrm{C-Cl} (porque \,0,89>0,61).

Passo 5

Análise vetorial dos dipolos e soma vetorial (por que pode haver ou não cancelamento).
  • Cada ligação polar pode ser representada por um vetor dipolo apontando do carbono para o átomo mais eletronegativo.
    • Para \mathrm{C=O}: vetor aponta de \mathrm{C} para \mathrm{O} (direção para o oxigénio).
    • Para cada \mathrm{C-Cl}: vetor aponta de \mathrm{C} para \mathrm{Cl}.
  • Na geometria trigonal plana com \mathrm{O} em cima e os dois \mathrm{Cl} em baixo esquerdо e baixo direito, os dois vetores \mathrm{C\to Cl} são simétricos em relação ao eixo \mathrm{C\to O}. As componentes horizontais (lateral) desses dois vetores se cancelam entre si; as componentes verticais (ao longo do eixo C–O) somam-se.
  • Geometricamente o ângulo entre cada ligação \mathrm{C-Cl} e o eixo \mathrm{C-O} é \,60^\circ (porque os ângulos entre ligantes são \,120^\circ). Então a componente ao longo do eixo vertical de cada dipolo \mathrm{C-Cl} é \,d_{CCl}\cos60^\circ=\tfrac{1}{2}d_{CCl}. Como há duas dessas, a soma das componentes verticais das duas \mathrm{C-Cl} é \,2\cdot\tfrac{1}{2}d_{CCl}=d_{CCl}, apontando para baixo (no sentido \mathrm{C\to Cl}).
  • A componente do dipolo \mathrm{C=O} ao longo desse mesmo eixo é simplesmente d_{CO}, apontando para cima.
  • Logo o dipolo resultante ao longo do eixo vale, em módulo proporcional, \,d_{resultante}=d_{CO}-d_{CCl}.
  • Usando que os momentos de ligação são qualitativamente proporcionais às diferenças de eletronegatividade obtidas antes:
    • \Delta\chi_{C,O}=0,89
    • \Delta\chi_{C,Cl}=0,61
      Assim \,d_{CO} é maior que \,d_{CCl} ( 0,89>0,61), então d_{CO}-d_{CCl}>0.
  • Conclusão prática: a soma vetorial não se zera; sobra um dipolo líquido apontando para o oxigénio. Portanto a molécula tem um momento dipolar não nulo e é polar.
  • Observação experimental: o fosgênio tem momento dipolar experimental não nulo (ordem de \,unidades de Debye, por exemplo \mu\approx1{,}17\\ \mathrm{D}), o que confirma que é uma molécula polar.

Passo 6

Resumo conceitual rápido e exemplos que ajudam a memorizar
  • Regra curta: se a geometria faz com que os vetores-dipolo das ligações iguais se cancelem e não haja um substituinte diferente, a molécula pode ser apolar (ex.: \mathrm{CO_2} é linear e apolar). Se houver simetria parcial mas um ligante diferente e mais eletronegativo que não é compensado, a molécula será polar (ex.: \mathrm{H_2O} é angular e polar; aqui \mathrm{COCl_2} é plana trigonal assimétrica e polar).
  • Motivação para prova: sempre faça (1) estrutura de Lewis, (2) VSEPR para a geometria, (3) compare eletronegatividades e some vetores-dipolo. Se o resultado final for diferente de zero, a molécula é polar.

Resposta

Polar

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