Qual das moléculas abaixo é polar?
a)
b)
c)
d)
a)
b)
c)
d)
Passo 1
O enunciado pergunta qual das moléculas listadas é polar. As opções são:
- a)
- b)
- c)
- d)
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:
onde
é a carga parcial separada e
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
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:
- existir ligações polares (isto é,
em alguma ligação); - a soma vetorial dos dipolos de ligação não se cancelar por simetria.
- existir ligações polares (isto é,
Passo 3
Como eu vou decidir para cada molécula? Passos gerais:
- Determinar se as ligações são polares usando eletronegatividades aproximadas (valores típicos:
, , , , ). Se for zero, a ligação é apolar. - Determinar a geometria molecular (regra VSEPR: número de pares de elétrons ao redor do átomo central determina a forma).
- 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
.
- Estrutura: é uma molécula diatômica formada por dois átomos de hidrogênio ligados entre si.
- Eletronegatividade:
(igual para os dois átomos), logo . - Consequência: a ligação
é não polar (não há separação de carga). - Geometria: trivial (duas partículas), sem possibilidade de cancelamento — não há dipolos.
- Conclusão:
é apolar.
Passo 5
Análise de
.
- Primeiro, estrutura e geometria: a estrutura de Lewis típica é
(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:
e , então cada ligação é polar, com dipolo apontando do para o . - Soma vetorial: por simetria (molécula linear com dois dipolos iguais em direções opostas), os dois dipolos de ligação se cancelam exatamente:
- Conclusão:
tem ligações polares, mas a molécula inteira é apolar (momento dipolar resultante zero) devido à geometria linear e simétrica.
Passo 6
Análise de
.
- 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:
e , então cada ligação é polar, com dipolo apontando de para . - 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:
- Conclusão:
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
.
- Estrutura e geometria: a forma mais comum para
(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:
e , 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:
porque são três vetores de mesmo comprimento espaçados a
em um plano, soma vetorial nula.
- Conclusão:
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):
-
: ligações não polares → molécula apolar. -
: ligações polares, geometria linear simétrica → apolar (dipolos se anulam). -
: ligações polares, geometria trigonal piramidal assimétrica (par isolado) → polar. -
: ligações polares, geometria trigonal planar simétrica → apolar.
Dica de prova: primeiro verifique se as ligações são polares (
); 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
.
Resposta
c)