Qual das moléculas abaixo é polar?
a) \mathrm{H}_{2}
b) \mathrm{CO}_{2}
c) \mathrm{NH}_{3}
d) \mathrm{SO}_{3}

Passo 1

O enunciado pergunta qual das moléculas listadas é polar. As opções são:
  • a) \mathrm{H}_{2}
  • b) \mathrm{CO}_{2}
  • c) \mathrm{NH}_{3}
  • d) \mathrm{SO}_{3}
Informações relevantes dadas: a lista das quatro moléculas e que devo identificar qual é polar (ou seja, aquela que possui momento de dipolo molecular não nulo).

Passo 2

O que significa uma molécula ser polar? Vou explicar sem pressa.
  • Polaridade molecular quer dizer que a molécula tem um momento dipolar resultante diferente de zero. O momento dipolar é um vetor que indica separação de cargas parciais dentro da molécula. Em fórmula:
\vec{\mu}=q\,\vec{d},
onde q é a carga parcial separada e \vec{d} é o vetor que vai do centro da carga positiva para o centro da carga negativa.
  • Cada ligação química pode gerar um “dipolo de ligação” (bond dipole) se os átomos ligados tiverem eletronegatividades diferentes. A direção do dipolo vai do átomo menos eletronegativo para o mais eletronegativo. O valor aproximado da polaridade da ligação está relacionado à diferença de eletronegatividade \Delta\chi entre os átomos.
  • Porém: mesmo que ligações individuais sejam polares, a geometria da molécula pode fazer com que esses dipolos se anulem (soma vetorial das contribuições = zero). Assim, duas condições para a molécula ser polar:
    1. existir ligações polares (isto é, \Delta\chi\neq0 em alguma ligação);
    2. a soma vetorial dos dipolos de ligação não se cancelar por simetria.

Passo 3

Como eu vou decidir para cada molécula? Passos gerais:
  1. Determinar se as ligações são polares usando eletronegatividades aproximadas (valores típicos: \chi_{\mathrm{H}}\approx2{,}1, \chi_{\mathrm{C}}\approx2{,}5, \chi_{\mathrm{N}}\approx3{,}0, \chi_{\mathrm{O}}\approx3{,}5, \chi_{\mathrm{S}}\approx2{,}5). Se \Delta\chi for zero, a ligação é apolar.
  2. Determinar a geometria molecular (regra VSEPR: número de pares de elétrons ao redor do átomo central determina a forma).
  3. Somar vetorialmente os dipolos das ligações; se o resultado for diferente de zero, a molécula é polar.
Vou aplicar isso a cada opção com explicação passo a passo.

Passo 4

Análise de \mathrm{H}_{2}.
  • Estrutura: é uma molécula diatômica formada por dois átomos de hidrogênio ligados entre si.
  • Eletronegatividade: \chi_{\mathrm{H}}=\chi_{\mathrm{H}} (igual para os dois átomos), logo \Delta\chi=0.
  • Consequência: a ligação \mathrm{H}-\mathrm{H} é não polar (não há separação de carga).
  • Geometria: trivial (duas partículas), sem possibilidade de cancelamento — não há dipolos.
  • Conclusão: \mathrm{H}_{2} é apolar.

Passo 5

Análise de \mathrm{CO}_{2}.
  • Primeiro, estrutura e geometria: a estrutura de Lewis típica é \mathrm{O}= \mathrm{C}= \mathrm{O} (dois oxigênios ligados ao carbono por ligações duplas). O carbono central tem duas regiões de ligação, então a geometria eletrônica é linear e a geometria molecular é linear.
  • Ligações e eletronegatividade: \chi_{\mathrm{C}}\approx2{,}5 e \chi_{\mathrm{O}}\approx3{,}5, então cada ligação \mathrm{C}-\mathrm{O} é polar, com dipolo apontando do \mathrm{C} para o \mathrm{O}.
  • Soma vetorial: por simetria (molécula linear com dois dipolos iguais em direções opostas), os dois dipolos de ligação se cancelam exatamente:
\vec{\mu}_{\mathrm{C}-\mathrm{O}_1}+\vec{\mu}_{\mathrm{C}-\mathrm{O}_2}=0.
  • Conclusão: \mathrm{CO}_{2} tem ligações polares, mas a molécula inteira é apolar (momento dipolar resultante zero) devido à geometria linear e simétrica.

Passo 6

Análise de \mathrm{NH}_{3}.
  • Estrutura e geometria: nitrogênio central ligado a três hidrogênios com um par de elétrons não ligantes no nitrogênio. Contando pares de elétrons ao redor do nitrogênio temos quatro domínios eletrônicos (três ligações + um par isolado), o que pela teoria VSEPR dá geometria eletrônica tetraédrica e geometria molecular trigonal piramidal (ou trigonal pyramidal).
  • Ligações e eletronegatividade: \chi_{\mathrm{N}}\approx3{,}0 e \chi_{\mathrm{H}}\approx2{,}1, então cada ligação \mathrm{N}-\mathrm{H} é polar, com dipolo apontando de \mathrm{H} para \mathrm{N}.
  • Efeito do par isolado: o par isolado ocupa espaço e empurra as ligações, fazendo com que as três ligações não fiquem em um plano perfeitamente simétrico como em um triângulo perfeito; a geometria resultante é assimétrica (trigonal piramidal). Os três dipolos das ligações não se cancelam porque não estão dispostos simetricamente em torno de um eixo de maneira a anular-se.
  • Soma vetorial: as componentes horizontais dos três dipolos podem ter alguma compensação parcial, mas a componente resultante na direção do par isolado (do nitrogênio para cima na pirâmide) não se anula. Assim:
\vec{\mu}_{\text{total}}=\vec{\mu}_1+\vec{\mu}_2+\vec{\mu}_3\neq0.
  • Conclusão: \mathrm{NH}_{3} tem momento dipolar resultante diferente de zero — é uma molécula polar. Em palavras simples: o nitrogênio puxa os elétrons dos hidrogênios e, devido à forma piramidal causada pelo par isolado, há um “lado” mais negativo (o do nitrogênio) e um “lado” mais positivo (os hidrogênios).

Passo 7

Análise de \mathrm{SO}_{3}.
  • Estrutura e geometria: a forma mais comum para \mathrm{SO}_{3} (no gás) é trigonal planar, com o enxofre no centro ligado a três oxigênios de forma simétrica. As estruturas de ressonância mostram ligações equivalentes S–O distribuídas igualmente; portanto, a geometria molecular é plana trigonal.
  • Ligações e eletronegatividade: \chi_{\mathrm{S}}\approx2{,}5 e \chi_{\mathrm{O}}\approx3{,}5, cada ligação S–O é polar (oxigênio mais eletronegativo). Porém, por simetria trigonal, os três vetores dipolares de igual magnitude apontando para os três oxigênios cancelam-se:
\vec{\mu}_1+\vec{\mu}_2+\vec{\mu}_3=0,
porque são três vetores de mesmo comprimento espaçados a 120^\circ em um plano, soma vetorial nula.
  • Conclusão: \mathrm{SO}_{3} é apolar (momento dipolar resultante zero) apesar de ter ligações polarizadas, devido à simetria trigonal planar.

Passo 8

Resumo comparativo final (rápido, útil para a prova):
  • \mathrm{H}_{2}: ligações não polares → molécula apolar.
  • \mathrm{CO}_{2}: ligações polares, geometria linear simétrica → apolar (dipolos se anulam).
  • \mathrm{NH}_{3}: ligações polares, geometria trigonal piramidal assimétrica (par isolado) → polar.
  • \mathrm{SO}_{3}: ligações polares, geometria trigonal planar simétrica → apolar.
Dica de prova: primeiro verifique se as ligações são polares ( \Delta\chi\neq0); depois verifique a geometria (VSEPR) para ver se há simetria que cancele dipolos. Se sobrar um componente sem cancelamento, a molécula é polar — como em \mathrm{NH}_{3}.

Resposta

c) \mathrm{NH}_{3}

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