1. Qual das seguintes moléculas se espera momento dipolar =0 ? Desenhe as estruturas.
d) \mathrm{CO}_{2}

Passo 1

O enunciado pergunta qual das moléculas listadas tem momento dipolar igual a zero; aqui foi dada a opção (d) \mathrm{CO_2}. Também pede para desenhar a(s) estrutura(s). Informações relevantes que temos do enunciado:
  • Molécula a analisar: \mathrm{CO_2}.
  • Precisa-se decidir se o momento dipolar total é 0 e desenhar a estrutura de Lewis/geométrica.

Passo 2

Vamos construir a estrutura de Lewis de \mathrm{CO_2} passo a passo (isso ajuda muito a entender a geometria depois).
  1. Contar elétrons de valência:
  • Carbono: 4 elétrons.
  • Cada oxigênio: 6 elétrons, então dois oxigênios juntas dão 2\times6=12.
  • Total de elétrons de valência: 4+12=16.
  1. Montar ligações básicas: colocando o carbono no centro e ligando cada oxigênio a ele com uma ligação simples usa 2 pares de elétrons ( 4 elétrons). Ainda restam 16-4=12 elétrons para completar octetos.
  2. Completar octetos dos oxigênios com pares isolados: colocando três pares em cada oxigênio usaria 2\times 6=12 elétrons, e sobrariam 0. Mas então o carbono teria só 4 elétrons ao redor (duas ligações simples), não satisfazendo seu octeto. Para dar octeto ao C, transformamos cada ligação O–C em ligação dupla: O=C=O.
  3. Estrutura final (representação linear, mostrando pares isolados nos oxigênios):
\;:\!\mathrm{O}\!=\!\mathrm{C}\!=\!\mathrm{O}\!:
Cada oxigênio tem dois pares não-ligantes (quatro elétrons) além da ligação dupla. Essa configuração consome 2 ligações duplas (4 elétrons cada) + 4 pares em oxigênios, totalizando os 16 elétrons iniciais.
  1. Verificação de cargas formais rápidas:
  • Para cada oxigênio numa ligação dupla: carga formal =6-(4\text{ (lone)}+2\text{ (ligações)})=0çõ.
  • Para o carbono: 4-(0\text{ lone}+4\text{ ligações})=0çõ.
    Logo, todas as cargas formais são zero; a estrutura é adequada.

Passo 3

Agora a geometria molecular (VSEPR) a partir dessa estrutura: o átomo central (C) está ligado a duas regiões de densidade eletrônica (cada ligação dupla conta como uma região). Duas regiões ao redor de um átomo central arranjam‑se para ficarem em posições opostas minimizando repulsão, ou seja, disposição linear com ângulo de ligação de
180^\circ.
Portanto a geometria molecular é linear: as três espécies atômicas ficam em linha reta O–C–O.

Passo 4

Entendendo polaridade das ligações e do conjunto:
  1. Polaridade da ligação: Oxigênio é mais eletronegativo que carbono, então cada ligação \mathrm{C}\!-\!\mathrm{O} é polar com um dipolo apontando do carbono para o oxigênio. Representamos os dipolos das duas ligações por vetores:
\vec{\mu}_1 \quad\text{(apontando para o oxigênio esquerdo)}\qquad\text{e}\qquad \vec{\mu}_2 \quad\text{(apontando para o oxigênio direito).}êê
  1. Simetria e igualdade: as duas ligações são quimicamente idênticas (mesmo tipo de ligação, mesmos átomos), logo os módulos dos dipolos são iguais:
|\vec{\mu}_1| = |\vec{\mu}_2|.
  1. Soma vetorial: como a geometria é linear e os vetores apontam em direções exatamente opostas (ângulo de 180^\circ entre eles), a soma vetorial é
\vec{\mu}=\vec{\mu}_1+\vec{\mu}_2= \vec{0}.
Isto é, os dois dipolos de ligação se cancelam perfeitamente.

Passo 5

Interpretação final e comentário didático: mesmo tendo ligações polares \mathrm{C}\!-\!\mathrm{O}, a molécula inteira é simétrica e linear, fazendo com que os dipolos individuais se cancelem. Portanto o momento dipolar total é zero — a molécula é apolar. Um truque mental útil para provas: sempre pergunte “a geometria permite cancelamento dos dipolos iguais?” Se sim, momento dipolar total =0.

Passo 6

Desenho final (forma simples da estrutura pedida):
\;:\!\mathrm{O}\!=\!\mathrm{C}\!=\!\mathrm{O}\!:
Geometria: linear, eixo O–C–O com ângulo \,180^\circ.

Resposta

d) \mathrm{CO_2}: momento dipolar =0

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