As moléculas abaixo são polares ou apolares? Mostre o dipolo formado quando a molécula for polar, use a notação de densidade de carga ( \delta^{+}e \delta^{-}).
\mathrm{BeCl}_{2}

Passo 1

O enunciado pede para classificar a polaridade de \mathrm{BeCl}_2. Vamos usar a teoria VSEPR para determinar a geometria molecular e a diferença de eletronegatividade para avaliar os dipolos das ligações.

Passo 2

Pelo modelo VSEPR, o berílio faz duas ligações com cloro e não possui pares isolados. Isso gera uma geometria linear com ângulo \mathrm{Cl}\!-\!\mathrm{Be}\!-\!\mathrm{Cl}=180^\circ.

Passo 3

A eletronegatividade de Be é aproximadamente 1,57 e a de Cl é 3,16, então cada ligação \mathrm{Be}\!-\!\mathrm{Cl} é polar. Em cada ligação há \delta^{+} em Be e \delta^{-} em Cl, formando dipolos apontados do Be para o Cl.

Passo 4

Na geometria linear os dois vetores dipolo têm igual intensidade e sentidos opostos, de modo que se cancelam. O momento dipolar resultante é nulo, tornando a molécula apolar.

Resposta

A molécula de \mathrm{BeCl}_2 é apolar; embora as ligações sejam polares ( \delta^{+} em Be e \delta^{-} em Cl), seus dipolos se cancelam na geometria linear.

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