Considere os momentos de dipolo elétrico ($\mu$) das seguintes moléculas no estado gasoso: $\ce{O3}$ ($\mu_1$ ) ; $\ce{CO2}$ ($\mu_2$) ; $\ce{Cl2O}$ ($\mu_3$ ) ; $\ce{Br2O}$ ($\mu_4$) ; Pensando na geometria destas moléculas e na eletronegatividade dos átomos envolvidos, podemos prever que:
$•$ $O_3$
Normalmente, substâncias simples são apolares, entretanto, o ozônio apresenta polaridade, extremamente baixa por sinal, a qual aparentemente o ITA considerou próxima de zero, isto é, o considerou uma molécula apolar. \begin{matrix} \mu_1 = 0
\end{matrix}
$•$ $CO_2$
Veja que $CO_2$ é linear, e também possui momento dipolar nulo. \begin{matrix} O &=& C &=&O \\ &\color{royalblue}{\longrightarrow}& &\color{royalblue}{\longleftarrow}& \\ &\color{royalblue}{\vec{\mu}}&&\color{royalblue}{\vec{\mu}}&
\end{matrix} Sendo assim: \begin{matrix} \mu_2 = 0
\end{matrix}
$•$ $Cl_2O$ e $Br_2O$
Ambas possuem geometrias angulares, isto é, ambas são polares. Nesse contexto, a maior diferença de eletronegatividade será responsável pela maior polaridade, assim, sabido que $Cl$ é mais eletronegativo que $Br$, e $O$ é mais eletronegativo que os dois, temos:
\begin{matrix} \mu_3 < \mu_4
\end{matrix}
$-$ Portanto, podemos inferir que a sequência (mais ou menos) correta, será:
\begin{matrix} \mu_1 = \mu_2 < \mu_3 < \mu_4 \\ \\ Letra \ (A)
\end{matrix}
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