1. A teoria da repulsão dos pares de elétrons da camada de valência (VSEPR) permite prever a geometria das moléculas com base na repulsão entre pares eletrônicos. A forma geométrica resultante, combinada com a polaridade das ligações, determina o comportamento global da molécula. Esse conjunto de fatores é essencial para compreender propriedades físicas e químicas das substâncias.
Considere as moléculas \mathbf{C O}_{\mathbf{2}} e \mathbf{H}_{\mathbf{2}} \mathbf{O} .
a) Represente a estrutura de Lewis de cada molécula. b) Determine a geometria molecular de cada uma.
c) Classifique as ligações presentes quanto à polaridade.
d) Explique por que uma dessas moléculas é polar e a outra é apolar.
e) Relacione a polaridade com possíveis interações intermoleculares presentes em cada substância.

Passo 1

O que o enunciado pede e quais informações temos:
  • Pedidos:
    (a) representar a estrutura de Lewis de cada molécula;
    (b) determinar a geometria molecular de cada uma;
    (c) classificar as ligações quanto à polaridade;
    (d) explicar por que uma molécula é polar e a outra apolar;
    (e) relacionar a polaridade com as interações intermoleculares possíveis.
  • Moléculas dadas: \mathrm{CO_2} e \mathrm{H_2O}.
  • Informações úteis que usarei: números de elétrons de valência (para montar Lewis), regras do octeto, fórmula da carga formal, valores de eletronegatividade aproximados (Pauling) \chi(\mathrm{C})=2,55, \chi(\mathrm{O})=3,44, \chi(\mathrm{H})=2,20, e a ideia do modelo VSEPR (contagem de domínios eletrônicos ao redor do átomo central: pares ligantes + pares não ligantes) para prever geometria.

Passo 2

Como montar uma estrutura de Lewis (aula rápida e prática):
  • Passo a passo geral:
    1. Contar elétrons de valência totais somando os de cada átomo.
    2. Escolher o átomo central (geralmente o menos eletronegativo, exceto H).
    3. Ligar os átomos ao central com ligações simples (cada ligação = 2 elétrons).
    4. Distribuir os elétrons restantes como pares isolados primeiro nos átomos terminais para completar octetos; depois colocar no átomo central.
    5. Se o átomo central não tiver octeto, formar ligações múltiplas (dupla/tripla) movendo pares isolados para formar ligações.
    6. Calcular cargas formais para escolher a melhor estrutura (fórmula da carga formal: \text{FC}= elétrons de valência do átomo isolado - elétrons não ligantes -\frac{1}{2}\times elétrons ligantes). A melhor estrutura tende a ter cargas formais próximas de zero e cargas negativas nos átomos mais eletronegativos.
Vou aplicar isso a cada molécula.

Passo 3

Estrutura de Lewis de \mathrm{CO_2}:
  1. Contagem de elétrons de valência: \mathrm{C} tem 4, cada \mathrm{O} tem 6. Total 4+6+6=16 elétrons de valência.
  2. Átomo central: \mathrm{C} (menos eletronegativo que O). Fazer ligações simples inicialmente: \mathrm{O}-\mathrm{C}-\mathrm{O} consome 2\times 2=4 elétrons (duas ligações). Restam 16-4=12 elétrons.
  3. Distribuir nos oxigênios para completar octeto: cada \mathrm{O} precisa de 6 elétrons não ligados para ter octeto quando ligado por ligação simples, então colocar três pares em cada O usa 6\times 2=12 elétrons → sobra 0. Mas agora \mathrm{C} tem só 4 elétrons ao redor (duas ligações simples) — não tem octeto.
  4. Para dar octeto ao carbono, transformar pares isolados dos oxigênios em ligações múltiplas. O arranjo que dá FC mínima é formar duplas ligações em ambos os lados: \mathrm{O}=\mathrm{C}=\mathrm{O}.
  5. Cálculo de cargas formais para confirmar:
    • Para cada \mathrm{O} com dupla ligação: \text{FC}(\mathrm{O})=6 - 4 - \tfrac{1}{2}\cdot4 = 6-4-2=0.
    • Para \mathrm{C}: \text{FC}(\mathrm{C})=4 - 0 - \tfrac{1}{2}\cdot8 =4-4=0.
      Todas as cargas formais são zero — estrutura estável.
  6. Resultado visual (Lewis): \mathrm{O}=\mathrm{C}=\mathrm{O}, cada \mathrm{O} possui dois pares não ligantes (quatro elétrons não ligantes) além da dupla ligação.

Passo 4

Estrutura de Lewis de \mathrm{H_2O}:
  1. Contagem de elétrons de valência: \mathrm{O} tem 6, cada \mathrm{H} tem 1. Total 6+1+1=8 elétrons.
  2. Átomo central: \mathrm{O}. Ligar os dois H ao O com ligações simples consome 2\times2=4 elétrons. Restam 8-4=4 elétrons.
  3. Colocar os 4 elétrons restantes em O como dois pares isolados (dois pares não ligantes). Agora O tem 2 pares ligantes (com H) + 2 pares não ligantes = 8 elétrons ao redor — octeto satisfeito.
  4. Cálculo de cargas formais:
    • \text{FC}(\mathrm{O})=6 - 4 - \tfrac{1}{2}\cdot4 =6-4-2=0.
    • \text{FC}(\mathrm{H})=1 - 0 - \tfrac{1}{2}\cdot2 =1-1=0.
      Tudo neutro.
  5. Resultado visual (Lewis): \mathrm{H}-\mathrm{O}-\mathrm{H} com dois pares não ligantes no oxigênio.

Passo 5

Geometria molecular via VSEPR (aula prática sobre domínios eletrônicos):
  • Regra curta: contar domínios eletrônicos (cada ligação simples, dupla ou tripla conta como um domínio; cada par isolado conta como um domínio). A geometria dos domínios dá a forma eletrônica; remover pares isolados e olhar só para posições dos átomos dá a geometria molecular.
  • Aplicando a \mathrm{CO_2}: átomo central \mathrm{C} tem duas ligações duplas → dois domínios eletrônicos. Dois domínios se organizam em linha para minimizar repulsão → geometria eletrônica e molecular: linear, ângulo de ligação 180^\circ. Notação VSEPR: \mathrm{AX_2}.
  • Aplicando a \mathrm{H_2O}: átomo central \mathrm{O} tem dois pares ligantes (com H) e dois pares não ligantes → quatro domínios eletrônicos. Quatro domínios no total formam uma geometria eletrônica tetraédrica; retirando os pares não ligantes (que não aparecem como átomos) a geometria molecular dos átomos é angular (bent). Notação VSEPR: \mathrm{AX_2E_2}. Ângulo de ligação aproximado \approx 104{,}5^\circ (menor que 109{,}5^\circ do tetraedro por compressão causada pelos pares isolados que ocupam mais espaço).

Passo 6

Classificação da polaridade das ligações (como decidir se uma ligação é polar):
  • Regra prática: a polaridade da ligação depende da diferença de eletronegatividade \Delta\chi=|\chi_A-\chi_B|. Valores aproximados de referência: \Delta\chi<0,5 não polar, 0,5\le\Delta\chi\le1,7 polar covalente, \Delta\chi>1,7 tende para iônica (esses limites são aproximados).
  • Para \mathrm{C}\!-\!\mathrm{O}: \Delta\chi=|\chi(\mathrm{O})-\chi(\mathrm{C})|=|3,44-2,55|=0,89. Interpretação: ligação polar covalente (o elétron compartilhado é puxado mais para o \mathrm{O}, gerando um dipolo \delta^+ em \mathrm{C} e \delta^- em \mathrm{O}).
  • Para \mathrm{O}\!-\!\mathrm{H}: \Delta\chi=|\chi(\mathrm{O})-\chi(\mathrm{H})|=|3,44-2,20|=1,24. Interpretação: ligação polar covalente (mais polar que C–O, e suficientemente polar para permitir interações específicas como ligação de hidrogênio quando H está ligado a O, N ou F).

Passo 7

Por que uma molécula é polar e a outra é apolar (dipolos vetoriais e simetria):
  • Conceito: cada ligação polar tem um vetor dipolo apontando do átomo menos eletronegativo ao mais eletronegativo. A molécula tem dipolo resultante igual à soma vetorial desses vetores. Se a soma for zero, a molécula é apolar; se não for zero, a molécula é polar.
  • Em \mathrm{CO_2}: há duas ligações \mathrm{C}=\mathrm{O} polarizadas em direção aos oxigênios. Por causa da geometria linear simétrica, esses dois vetores dipolo têm a mesma magnitude e direções opostas e portanto se cancelam exatamente → dipolo resultante zero → molécula apolar (não polar).
  • Em \mathrm{H_2O}: as duas ligações \mathrm{O}-\mathrm{H} são polares e a geometria é angular ( \approx104{,}5^\circ), então os vetores dipolo não são opostos e NÃO se cancelam. O resultado é um dipolo molecular apontando do conjunto de hidrogênios em direção ao oxigênio (o oxigênio é a extremidade parcialmente negativa) → molécula polar.

Passo 8

Relação entre polaridade e interações intermoleculares (consequências físicas e exemplos):
  • Moléculas apolares (como \mathrm{CO_2}): não têm dipolo permanente, então as forças intermoleculares predominantes são forças de London (forças de dispersão, ou seja, dipolo induzido–dipolo induzido). Essas forças são relativamente fracas; por isso \mathrm{CO_2} é gás à temperatura ambiente e sublima facilmente (ponto de sublimação \approx -78{,}5^\circ\mathrm{C} no ar).
  • Moléculas polares (como \mathrm{H_2O}): têm dipolo permanente, então apresentam interações dipolo–dipolo. Além disso, quando o hidrogênio está ligado a O (ou N, F), forma-se ligação de hidrogênio, que é uma interação específica e relativamente forte (força intermolecular forte). Em água isso gera propriedades marcantes: alto ponto de ebulição ( 100^\circ\mathrm{C}), grande calor específico, tensão superficial alta, boa solvência para solutos polares/íons. Há também forças de London presentes, mas a ligação de hidrogênio domina muitas propriedades físicas da água.
  • Resumo qualitativo: maior polaridade geralmente → interações intermoleculares mais fortes (dipolo–dipolo e H‑ligação), maior ponto de ebulição/fusão e maior solubilidade em solventes polares; menor polaridade → forças de London dominam, pontos de ebulição mais baixos.

Resposta

a) \mathrm{CO_2}:\\ \mathrm{O}=\mathrm{C}=\mathrm{O} (cada \mathrm{O} com dois pares não ligantes); \mathrm{H_2O}:\\ \mathrm{H}-\mathrm{O}-\mathrm{H} (oxigênio com dois pares não ligantes).
b) \mathrm{CO_2}: linear, ângulo 180^\circ. \mathrm{H_2O}: angular (bent), ângulo \approx 104{,}5^\circ.
c) \mathrm{C}\!-\!\mathrm{O}: polar covalente ( \Delta\chi\approx0,89). \mathrm{O}\!-\!\mathrm{H}: polar covalente ( \Delta\chi\approx1,24).
d) \mathrm{CO_2} é apolar (dipolos C→O simétricos cancelam); \mathrm{H_2O} é polar (dipolos O←H não se cancelam devido à geometria angular).
e) \mathrm{CO_2}: interações intermoleculares principais = forças de dispersão de London (fracas). \mathrm{H_2O}: interações principais = ligações de hidrogênio fortes + dipolo–dipolo + forças de London.

Exercícios relacionados