Química - Ligações Quimicas, Forças Intermoleculares e Geometria Molecular

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SISTEMA DE ENSINO
QUÍMICA
Ligações Químicas, Forças 
Intermoleculares e Geometria 
Molecular
Livro Eletrônico
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Ligações Químicas, Forças Intermoleculares e Geometria Molecular
QUÍMICA
Manoel Machado
Sumário
Apresentação .....................................................................................................................................................................3
Ligações Químicas, Forças Intermoleculares e Geometria Molecular ..............................................4
1. Ligações Químicas .......................................................................................................................................................4
1.1. Regra do Octeto e Valência .................................................................................................................................4
1.2. Ligações Iônicas .......................................................................................................................................................6
1.3. Ligações Covalentes ..............................................................................................................................................9
1.4. Ligações Metálicas ...............................................................................................................................................13
2. Geometria Molecular ..............................................................................................................................................15
2.1. Polaridade ..................................................................................................................................................................15
2.2. Modelo VSEPR .......................................................................................................................................................18
2.3. Arranjos Espaciais................................................................................................................................................19
2.4. Hibridização dos Orbitais no Átomo Central ........................................................................................27
3. Interações Intermoleculares ..............................................................................................................................31
3.1. Interações entre moléculas polares ..........................................................................................................34
3.2. Interações entre Moléculas Apolares – Forças de London ........................................................39
3.3. Interações Intermoleculares Fortes – Ligações de Hidrogênio ...............................................42
Resumo ...............................................................................................................................................................................46
Questões de Concurso ...............................................................................................................................................49
Gabarito ..............................................................................................................................................................................65
Gabarito Comentado ...................................................................................................................................................66
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QUÍMICA
Manoel Machado
ApresentAção
Fala guerreira (o)!!
Como está a preparação? Vai me dizer que esse não era o concurso dos seus sonhos? 
Mas você chegou até aqui e independente de sua resposta, se seu objetivo for a preparação 
de qualidade, te garanto que está lendo a apresentação de um curso que irá mudar sua visão 
sobre a Química. E é sobre essa área que quero conversar. Você provavelmente pode estar se 
queixando de que não se lembra da maioria dos assuntos já vistos, sobretudo se for para re-
solver questões. Bom, esse é o ponto chave para o estudo de concursos. As questões! Com a 
correta seleção de questões você conseguirá amplificar seu desempenho de uma forma muito 
rápida, aumentando seus acertos e entendendo seus erros. O que eu estou dizendo aqui não te 
parece razoável? De todo modo, te garanto que não é o que todos falam. Não quero te conven-
cer a estudar por qualquer método de estudo em específico. Sobre isso, você deve descobrir o 
que funciona para você! Meu objetivo guerreiro (a), é que você tenha um poderoso material em 
mãos. Os meus PDF’s do Gran Cursos Online trabalham com uma seleção de tópicos de as-
suntos direcionados ao perfil das questões utilizadas pelas maiores bancas da área no país. A 
parte teórica do assunto é discorrida de forma a te conduzir a aprender o suficiente para cada 
tópico. Em alguns casos, para evitar um texto demasiado extenso, um tópico ou outro sobre o 
conteúdo pode ser tratado diretamente nos comentários de questões. E olha elas novamente? 
Aqui, você encontrará uma seleção de questões cuidadosamente escolhidas e todas comen-
tadas de acordo com o perfil das bancas. Não é uma seleção aleatória de questões sobre o 
assunto! Não mesmo! É uma escolha sistematizada e com método! O que eu estou falando 
aqui é da oportunidade de ter um estudo dirigido e com apoio de teoria. Esse é o meu trabalho: 
DISSECAR um conjunto de questões selecionadas com método, produzir um perfil do tipo de 
cobrança dos tópicos daquele conjunto de questões, estruturar e escrever uma aula autossufi-
ciente com teoria e questões comentadas! Como se não bastasse, estou praticamente todo o 
tempo disponível no fórum de dúvidas. Te convido a experimentar esse método de preparação.
Para uma análise mais completa do perfil da banca, com resumos e dicas do que focar 
mais na reta final, fiquem de olho em nossa Aula Essencial 80/20. Lá eu apresento em detalhes 
uma análise estatística de como a banca se comportou nos últimos certames. Fique atento as 
novidades na área de PDF do seu curso de Química!
Professor Manoel Machado
@prof.manoelmachado
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QUÍMICA
Manoel Machado
LIGAÇÕES QUÍMICAS, FORÇAS INTERMOLECULARES 
E GEOMETRIA MOLECULAR
1. LigAções QuímicAs
Os átomos encontrados na natureza não são encontrados separadamente. Antes disso, 
todos estão combinados com outros átomos em meio a uma infinidade de substâncias di-
ferentes. Devido a essa presença massiva de substância e compostos o questionamento se 
outras substâncias e compostos poderiam ser formados foi imediata. Dentro desse contexto, 
ficou evidente que os átomos eram ligados por meio de interações microscópicas que podiam 
ser bem definidas. Tais interações foram definidas como ligações químicas e dependendo da 
natureza e intensidade da força envolvida nesses agrupamentos de átomos poderemos classi-
ficá-las em iônicas, covalentes e metálicas.
Entretanto, para que esse conhecimento seja construído de forma duradoura é necessária 
sua atenção para algumas informações que dão sustentação a todas as teorias relacionadas 
as ligações químicas.
1.1. regrA do octeto e VALênciA
Para que um conjunto de átomos sejamantido junto e coeso numa forma molecular, é ne-
cessário que essa interação se dê de forma favorável. Alguns fatores serão decisivos na hora 
de se prever se uma determinada estrutura molecular é possível ou não, mas o principal deles 
será análise da camada de valência dos átomos envolvidos.
É sabido que um átomo adquire estabilidade quando tem sua camada de valência com-
pletamente preenchida, ou que simplesmente seja obedecida a regra do octeto. Os átomos 
tendem a se ligar de forma a completar o número de 8 (oito) elétrons em sua última camada (a 
de valência). Quero lembrar que para o Hidrogênio e o Hélio, primeiro período da tabela, essa 
regra equivale ao número de apenas 2 (dois) elétrons na última camada.
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Se caminharmos pelos grupos dos elementos representativos da tabela periódica já cons-
tataremos alguns padrões que serão muito úteis na hora de tratarmos da previsão de estrutu-
ras químicas com átomos ligados entre si (as moléculas). Em cada um desses grupos, existe 
um número de elétrons de seus átomos na camada de valência. Para alguns deles, será pre-
ferível se perder elétrons para ficar com a camada anterior completa (cumprir o octeto) e para 
outros a preferência será dada em receber elétrons para completar o octeto de sua camada de 
valência. Com isso nós teremos as valências (quantidade de ligações que poderá ser feita) de 
cada um desses grupos de elementos. Veja a tabela abaixo:
Grupo (Família) Elétrons na Valência Íon formado (X) Natureza do Íon
1 (I A) 1 X1+
Cátion2 (II A) 2 X2+
13 (III A) 3 X3+
14 (IV A) 4 X4+ ou X4- Cátion ou Ânion
15 (V A) 5 X3-
Ânion16 (VI A) 6 X2-
17 (VII A) 7 X1-
Ora, é intuitivo percebermos que os íons positivos (cátions) são formados por perda de 
elétrons, e os íons negativos (ânions) são formados por recebimento de elétrons. Já começa a 
ficar evidente que alguns desses representantes de grupos podem interagir entre si formando 
uma ligação. É comum atribuirmos os termos mono, bi, tri e tetravalente respectivamente aos 
íons formados por valências +1 (-1), +2 (-2), +3 (-3) e +4 (-4)
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001. (CONSESP/PREF. MUNICIPAL DA ESTÂNCIA TURÍSTICA DE SANTA FÉ DO SUL-
-SP/2018) Uma “ligação covalente” só ocorre quando acontece a troca de pares de elétrons 
entre átomos. Este fenômeno se dá normalmente com os ametais ou semimetais e o hidro-
gênio. Nesta troca compartilhada dos átomos, ela acontece conforme o número de elétrons.
Como pode ser esta troca?
a) Monovalente.
b) Bivalente.
c) Trivalente.
d) Mono, bi, tri e tetravalente.
Os átomos podem compartilhar quantos elétrons forem necessários para completar o octeto, 
desde trocas monovalentes, como nos halogênios, bivalentes, entre os calcogênios, trivalente, 
como nos elementos do grupo do Nitrogênio, até tetravalente como os elementos do grupo 14.
Letra d.
1.2. LigAções iônicAs
O primeiro tipo de interação entre átomos que abordarei é aquela em que os elétrons são trans-
feridos entre os átomos participantes. Como já dito acima, é bem intuitivo notar que elementos 
dos primeiros 3 grupos da tabela periódica apresentarão uma tendência em perder os seus poucos 
elétrons da camada de valência se tornado cátions, que são espécie deficitárias de elétrons. Por 
outro lado, os elementos dos grupos 15, 16 e 17 preferem ganhar elétrons para atingirem sua esta-
bilidade prevista na regra do octeto, tornando-se ânions, que são espécies com “sobra” de elétrons.
002. (IBFC/CORPO DE BOMBEIROS MILITAR - SE/2018) Sobre as ligações iônicas, assinale 
a alternativa que completa correta e respectivamente as lacunas do texto.
Os compostos iônicos são resultados da reação entre um metal e um ametal. Os elétrons 
são transferidos do ______________ para o _______________ formando os ______________ e os 
________________ respectivamente. Um exemplo de reação desse tipo ocorre quando coloca-
mos gás cloro em contato com sódio metálico, formando assim o cloreto de sódio.
a) metal, metal, cátions, ânions
b) ametal, metal, ânions, cátions
c) ametal, metal, íons, íons
d) metal, ametal, cátions, ânions
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Compostos iônicos são aqueles onde os elementos se ligam por meio de ligações iônicas. 
Completando as lacunas da frase:
Os compostos iônicos são resultados da reação entre um metal e um ametal. Os elétrons são 
transferidos do ametal para o metal formando os ânions e os cátions, respectivamente. Um 
exemplo de reação desse tipo ocorre quando colocamos gás cloro em contato com sódio metá-
lico, formando assim o cloreto de sódio.
Letra b.
Cátions e ânions são espécies iônicas, ou seja, que não tem um equilíbrio entre cargas po-
sitivas e negativas em suas estruturas. Dessa forma, a interação entre íons de cargas opostas 
será denominada por ligações iônicas. Elementos que tendem a formar cátions são atraídos 
por elementos que tendem a formar ânions pelo simples processo da transferência favorável de 
elétrons entre eles. Veja o que ocorre entre os elementos Lítio, do grupo 1, e Flúor, do grupo 17.
Observe com atenção o processo. O Lítio, do segundo período, perde o seu elétron de va-
lência e fica estabilizado com a configuração eletrônica do gás nobre Hélio (2 elétrons na últi-
ma camada), enquanto o Flúor, recebe o elétron do Lítio, completando seu octeto, ficando es-
tabilizado com a configuração eletrônica do gás nobre Neônio (8 elétrons na última camada).
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Um macete fundamental para distinguir se uma ligação é do tipo iônica é verificar se os 
elementos envolvidos são metais e ametais. Via de regra, a ligação é iônica entre esses dois 
tipos de elementos.
003. (FAUEL SERVIÇO AUTÔNOMO DE ÁGUA E ESGOTO DE BARRA MANSA-PR/2017) As li-
gações iônicas se baseiam na interação eletrostática entre íons de cargas opostas, os cátions, 
com cargas positivas, ou seja, espécies doadoras de elétrons e os ânions, com cargas negati-
vas, pois são espécies receptoras de elétrons. Assinale a alternativa que apresenta SOMENTE 
compostos que são formados predominantemente por ligações iônicas.
a) NH3, NaOH, KCl, H2O
b) PbCl2, Al3O2, KI, Na2SO4
c) CH4, NaCl, C6H12O6, CO2
d) KI, HCl, H2O, Al3O2
A principal maneira de identificar uma ligação iônica é observar os elementos envolvidos no 
composto.No caso das ligações iônicas é necessário a presença de um metal (doador de 
elétrons) e um ametal (receptor de elétrons). Na letra A, C e D os hidrogênios do NH3, CH4 e 
HCl respectivamente já indicam a presença de uma ligação covalente. Na letra B, apesar de 
notarmos a presença de uma ligação covalente entre o S e O do íon SO4
2-, este se liga de forma 
iônica ao metal, por receber elétrons deste.
Letra b.
De uma maneira mais técnica dizemos que sempre que entre dois elementos, um possui 
uma baixa energia de ionização e o outro uma alta afinidade eletrônica, ocorre uma ligação 
iônica entre eles.
Para finalizar essa seção, um ponto importante a se destacar é que as ligações iônicas 
também podem ocorrer entre metais e grupos de ametais ligados de outra. Você verá na seção 
seguinte, que existe um outro tipo de interação chamada de ligação covalente. Pode ocorrer 
por exemplo, que um átomo de oxigênio, interaja com um átomo de hidrogênio, formando de 
forma covalente o ânion OH-. Esse ânion (que contém dois elementos) se liga a um cátion me-
tálico por uma ligação iônica.
004. (UFMT/UFSB–BA/2016) Ligações do tipo iônica e covalente estão presentes na subs-
tância química representada pela fórmula:
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a) LiOH
b) Cl2
c) CH4
d) KBr
a) Certa. Possui uma ligação covalente entre o O e H, que formam o ânion OH- que se liga iôni-
camente com o Li.
b) Errada. Ligação entre ametais idênticos → covalente apolar.
c) Errada. Ligação entre hidrogênio e ametal → covalente polar.
d) Errada. Ligação entra um metal e ametal → iônica.
Letra a.
1.3. LigAções coVALentes
Podemos imaginar a limitação da quantidade de compostos capazes de existir se os átomos 
pudessem se ligar apenas de forma iônica. Bom, e a natureza nos mostra exatamente o contrário 
disso. A grande maioria dos compostos e substâncias existentes apresentam uma combinação de 
elementos que não pode se ligar de forma iônica pelo simples fato de não formarem ânions com 
facilidade. Talvez o maior exemplo disso esteja nos compostos orgânicos, a maioria formado por 
Carbono, único composto ametal tetravalente da tabela periódica. Então mestre, como ocorre essa 
interação? Os átomos, sobretudo aqueles que não tem uma grande diferença de eletronegatividade 
entre si para que ocorra a transferência de elétrons, encontraram uma maneira alternativa de se 
ligarem por um processo de compartilhamento de elétrons, chamada de ligações covalentes.
005. (IMA/PREFEITURA MUNICIPAL DE PASTOS BONS-MA/2019) Ligações em que ocorre 
o compartilhamento de elétrons para a formação de moléculas estáveis, segundo a Teoria do 
Octeto; diferentemente das ligações iônicas em que há perda ou ganho de elétrons, além disso, 
os pares eletrônicos é o nome dado aos elétrons cedido por cada um dos núcleos, trata-se:
a) Ligação covalente
b) Ligação dativa
c) Ligação inter-íons
d) Ligações metálicas
A ligação covalente é caracterizada pelo compartilhamento de um ou mais pares de elétrons 
entre núcleos, de modo que suas camadas eletrônicas mais externas fiquem preenchidas.
Letra a.
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Existe dois tipos gerais de ligações covalentes: a comum (que pode ser polar ou apolar), e 
a dativa (ou coordenada). A classificação vai levar em consideração tanto a diferença de ele-
tronegatividade quanto a obediência a regra do octeto.
As ligações covalentes comuns são aquelas em que dois átomos apenas compartilham 
pares de elétrons para que cada uma delas complete seu octeto. É a forma padrão de ligações 
encontradas entre ametais idênticos ou não e entre hidrogênio e ametais.
Ligação covalente entre ametais idênticos Ligação covalente entre hidrogênio e ametais
006. (IDECAN/CORPO DE BOMBEIROS MILITAR–DF/2016) Assinale a alternativa cujo com-
posto realiza uma ligação covalente.
a) LiF.
b) HCl.
c) NaCl.
d) Na2O.
Os compostos das alternativas A, C e D são formado por ligações iônicas (metais e ametais). A 
alternativa B mostra um composto de hidrogênio com ametal, formado por ligações covalentes.
Letra b.
Quando os elementos são idênticos ou tem uma eletronegatividade muito próxima (μ = 0), 
diz-se que a ligação covalente é apolar, como no exemplo acima do Cl2. Quando existe diferen-
ça entre as eletronegatividades (μ ≠ 0) entre os elementos envolvidos nas ligações, diz-se que 
a ligação covalente é polar. (μ é um valor que caracteriza a eletronegatividade do átomo)
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Dessa forma, é importante que esse conceito, mesmo que intuitivo de polaridade das li-
gações, fique claro para você. A polaridade de uma ligação está relacionada com a diferença 
de eletronegatividade entre os átomos envolvidos. Isso não tem relação com a polaridade da 
molécula, ok? Quando falarmos de polaridade das moléculas, utilizaremos esse conceito de 
polaridade das ligações, mas por enquanto, não confunda!!
Ligação Polar e
molécula Polar
Ligação Polar e
molécula Apolar
Ligação Apolar e
molécula Apolar
007. (FAURGS/FAURGS/2016) Quando dois átomos compartilham , produz-se 
entre os dois uma ligação . Essa união, que se verifica entre átomos de natureza 
semelhante, é a mais comum nos . O que participa da ligação 
pode ficar mais próximo do átomo que exerça sobre ele força de atração. Essa 
ligação, chamada , forma um pequeno dipolo elétrico, embora a molécula, no 
conjunto, possa ser apolar.
Assinale a alternativa que preenche, correta e respectivamente, as lacunas do parágrafo acima.
a) Um elétron – iônica – sais – elétron – maior – eletronegatividade
b) O mesmo núcleo – covalente – elementos transurânicos – elétron – maior – nuclear
c) O mesmo número de elétrons – apolar – compostos apolares – elétron – maior – dipolar
d) Um par de elétrons – covalente – compostos orgânicos – par de elétrons – maior – cova-
lente polar
e) Um átomo de hidrogênio – de hidrogênio – compostos polares – átomo de hidrogênio – me-
nor – ligação de hidrogênio
Completando as lacunas:
Quando dois átomos compartilham um par de elétrons, produz-se entre os dois uma ligação 
covalente. Essa união, que se verifica entre átomos de natureza semelhante, é a mais comum 
nos compostos orgânicos. O par de elétrons que participa da ligação pode ficar mais próximo 
do átomo que exerça sobre ele maior força de atração. Essa ligação, chamada covalente polar, 
forma um pequeno dipolo elétrico, embora a molécula, no conjunto, possa ser apolar.
Letra d.
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A interação entre átomos pode ainda encontrar abrigo em outro tipo de ligações covalente, 
quando algum dos elementos já encontra com seu octeto completo e estabilizado e ele pode 
não compartilhar elétrons com o outro elemento, mas “emprestar” um de seus pares de elé-
trons para o outro elemento.
Ligação covalente comum Ligação covalente dativa
Na ligação covalente comum, o par de elétron compartilhado pertencia a ambos os áto-
mos (lembra da molécula de H2? Cada átomo de H contribuía com seu elétron para o par), 
situação que não acontece na ligação covalente dativa, onde apenas um átomo compartilha 
integralmente um par de elétrons seu. Essa ligação também pode ser chamada de covalente 
coordenada por ser assemelhar as ligações coordenadas com expansão do octeto que ocorre 
nos compostos de coordenação (tema de aula futura).
008. (CETAP/FUNBOSQUE–PA/2012) No fosfito de cálcio -CaHPO3- existem:
a) Apenas ligações covalentes
b) Apenas ligações iônicas
c) 2 ligações iônicas e 4 covalentes normais
d) 2 ligações iônicas, 2 covalentes normais e 1 dativa
e) 2 ligações iônicas, 3 covalentes normais e 1 dativa
O fosfito de cálcio, CaHPO3, é formado pela ligação iônica entre os cátions Ca
2+ e H+ e o ânion 
HPO3
2-. Além disso, no íon fosfito, percebemos a formação de 4 ligações covalentes entre o P 
e os O, sendo 3 delas normais e uma dativa.
Temos 2 ligações iônicas, 3 covalentes convencionai e 1 covalente dativa nesse composto.
Letra e.
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1.4. LigAções metáLicAs
Quando uma estrutura sólida é composta apenas por metais, temos um tipo de interação 
diferentes das vistas até aqui. Nesse caso, os elementos, possuem normalmente um subnível 
s completo e um d incompleto, possibilitando a mobilidade dos elétrons na estrutura. Não 
falamos de moléculas de metal, mas de uma estrutura reticulada, muito organizada e caracte-
rizada pela presença de elétrons livres.
009. (IBFC/SECRETARIA DE ESTADO DE PLANEJAMENTO E GESTÃO–MG/2014) Um dos 
tipos de ligação entre átomos, observada em sólidos, é caracterizada, normalmente, por um 
subnível eletrônico d completo e um s incompleto, pelo qual os elétrons fluem livremente entre 
os átomos, por meio de uma estrutura cristalina definida. Assinale a alternativa que apresenta 
o nome desse tipo de ligação química.
a) Covalente
b) Iônica
c) Polimérica
d) Metálica
A ligação metálica é caracterizada por uma estrutura empacotada no estado sólido de áto-
mos dispostos de forma organizada, com camadas internas preenchidas e a mais externa 
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Ligações Químicas, Forças Intermoleculares e Geometria Molecular
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(geralmente um orbital s) vazia para que os elétrons possam se movimentar livremente pelos 
interstícios da estrutura.
Letra d.
O que predomina nesse tipo de ligação é o arranjo interno que é composto basicamente 
por cátions dos metais organizados em um retículo e os seus elétrons percorrem livremente 
os interstícios dando propriedades muito particulares a estrutura, como brilho, maleabilidade 
e alta condutividade elétrica e térmica.
010. (CESPE/UNIPAMPA/2013) A respeito das ligações químicas e dos estados de agrega-
ção da matéria, julgue o item subsecutivo.
Os sólidos metálicos são maleáveis, insolúveis em solventes orgânicos e apresentam alta con-
dutividade elétrica. Além disso, muitos deles reagem com água.
A maioria dos metais no estado sólido podem reagir com a água formando óxidos e hidróxi-
dos, além de serem maleáveis e apresentarem uma alta condutividade elétrica, devido aos 
elétrons livres em sua estrutura.
Certo.
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2. geometriA moLecuLAr
2.1. poLAridAde
A disposição dos átomos de uma molécula no espaço vai impactar diretamente em outra 
propriedade dela, muitas vezes útil no entendimento das geometrias moleculares. Sabemos 
que uma ligação covalente entre dois átomos pode ser polar ou apolar dependendo da diferen-
ça de eletronegatividade entre os átomos envolvidos.
Por sua vez, uma molécula formada por diferentes ligações, dependerá da resultante des-
sas ligações para ser considerada polar ou apolar. Como assim resultante Mestre? Ué, vamos 
considerar que cada ligação covalente polar seja um vetor com sentido virado para o átomo 
mais eletronegativo. Chamaremos esse vetor de momento dipolar (μ)
Quando a soma desses vetores resultar em um vetor diferente de zero, dizemos que a 
molécula tem um momento dipolar diferente de zero, μ ≠ 0, e a molécula é polar! Caso a soma 
resulte em um vetor nulo, dizemos que o momento dipolar é igual a zero, μ = 0, e a molécula 
é apolar. Perceba pelos exemplos abaixo como o momento dipolar tem íntima relação com a 
presença de pares de elétrons livres no átomo central.
011. (SELECON/EMGEPRON-BR/ANALISTA DE PROJETOS NAVAIS/ÁREA: QUÍMICO IN-
DUSTRIAL/2021) Em um estudo, analisou-se o momento dipolar das seguintes moléculas: HF, 
CO2, NF3 e H2O.
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Dessas moléculas, aquela que apresenta momento dipolar nulo corresponde a:
a) CO2
b) HF
c) NF3
d) H2O
O momento dipolar de uma molécula é analisado em dois fatores: i) a polaridade das ligações 
individuais existentes nas moléculas; ii) considerando que cada ligação polar é um vetor no sen-
tido do átomo mais eletronegativo, a soma desses vetores dará a polaridade da molécula como 
um todo. Para soma diferente de zero, dizemos que o momento dipolar é não nulo (μ ≠ 0) e a mo-
lécula é polar, e para somas iguais a zero, o momento dipolar é nulo (μ = 0) e a molécula é apolar.
HF
CO2
H2O
NF3
Letra a
012. (UTFPR/UTFPR/2018) O tricloreto de fósforo (PCl3) é um líquido incolor bastante tóxico 
com larga aplicação industrial, principalmente na fabricação de defensivos agrícolas.
Dados: Números atômicos: P = 15; Cl = 17.
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A respeito desse composto, é correto afirmar que:
a) As ligações entre os átomos de cloro e o átomo de fósforo são iônicas, devido à elevada 
diferença de eletronegatividade entre estes não-metais.
b) A molécula é polar, pois o momento de dipolo resultante não é nulo.
c) A geometria molecular deste composto é trigonal plana, uma vez que esta estrutura apre-
senta menor energia (menor repulsão eletrônica).
d) Após a formação da molécula, o átomo central de fósforo efetua ligações do tipo π.
e) Ao entrar em contato com água, o PCl3 reage violentamente, gerando HCl, tornando o meio 
reacional básico.
a) Errada. Fósforo e Cloro são elementos não metálicos que não apresentam grandes diferen-
ças de eletronegatividade, preferindo se ligarem por ligação covalente.
b) Certa. O átomo de Fósforo possui 5 elétrons na última camada enquanto o Cloro possui 7. 
Cada em dos três átomos de Cloro se une ao Fósforo compartilhando seu elétron, com um do 
fósforo, restando 2 elétrons aos Fósforo. A estrutura dessa molécula ficará da seguinte forma:
Com um momento de dipolo diferente de zero, sendo, portanto, polar e com geometria molecu-
lar do tipo pirâmide trigonal.
c) Errada. Vide letra B.
d) Errada. Todas as ligações na molécula são simples, do tipo sigma.
e) Errada. Quando uma reação gera um ácido como produto (HCl), a tendência é que o meio 
reacional fique ácido.
Letra b.
Mas não se engane, o segredo está em observar a molécula como um todo. Observe mais 
dois exemplos abaixo:
SF4 → Molécula Polar XeF4 → Molécula apolar
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2.2. modeLo Vsepr
Bom, chegamos no ponto alto desta aula. Após relembrarmos alguns conceitos e apren-
der as bases para tratarmos as disposições espaciais dos átomos em uma molécula vou te 
apresentar o Modelo da Repulsão dos Pares Eletrônicos ao Nível da Valência (RPENV em por-
tuguês), ou simplesmente o Modelo VSEPR (do inglês).
Esse modelo é o mais utilizado para a previsão do arranjo espacial dos átomos em uma 
molécula. Com alta precisão, a aplicação de seus pressupostos permite uma grande taxa de 
acerto para moléculas não tão complexas. A nível de concurso público, são dezenas de ques-
tões que podem ser abordadas e resolvidas à luz dessa modelo. Vou te mostrar os elementos 
necessários para se utilizar o modelo e em seguida, um protocolo inspirado no modelo, testado 
e aprovado em centenas de moléculas. Será uma releitura das famosas tabelas encontradas 
em livros e apostilas.
A principal premissa do VSEPR é a ideia de que os pares de elétrons ou “eletrosferas” ao 
redor de um átomo adotarão um arranjo que minimize as repulsões entre eles. Para compre-
ender qual arranjo espacial será adotado, precisamos fazer uma distinção entre os pares de 
elétrons ligantes (aqueles que são compartilhados e formam as ligações covalentes) e os pa-
res de elétrons não ligantes (que ficam sobre o átomo central). Já abordamos rapidamente as 
influências que eles exercem por exemplo, nos ângulos das ligações moleculares.
013. (FGV/SECRETÁRIO DE EDUCAÇÃO-PB/2015) O cloreto de tionila, composto inorgâni-
co com a fórmula SOCl2, é um reagente químico muito usado em reações de cloração. É um 
líquido incolor, destilável à temperatura ambiente que se decompõe acima de 140ºC. É um 
composto de S(IV) formado por ligações químicas de natureza covalente. Assinale a opção 
que melhor representa a estrutura geométrica de equilíbrio do cloreto de tionila.
a) 
b) 
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c) 
d) 
e) 
Analisando a molécula do SOCl2, a mesma apresenta 3 ligantes e 1 par de elétrons livres, só 
podendo ser Pirâmide trigonal pelo protocolo inspirado no método VSEPR.
Letra a.
2.3. ArrAnjos espAciAis
As geometrias moleculares serão determinadas a partir do arranjo espacial dos átomos 
em uma molécula. Para encontramos a geometria em torno de um átomo central, todos os pa-
res de elétrons (ligantes ou não ligantes) são considerados e para darmos nome a geometria, 
focalizaremos apenas nos ligantes. Veja o exemplo abaixo:
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A forma geométrica transparente representa a disposição espacial possível para três molé-
culas, na ordem, CH4, NH3 e H2O. Cada bolinha vermelha é o átomo central e as bolinhas cinzas 
são os ligantes (átomos periféricos que rodeiam o átomo central por meio do compartilhamen-
to de par eletrônico ligado. Analisemos uma a uma.
A primeira molécula, do CH4, apresenta 4 ligantes e nenhum par de elétron livre sobre o átomo 
central. Os ligantes dessa molécula se posicionam os mais afastados possíveis uns dos outros 
para minimizar a repulsão eletrônica, dispondo seus átomos nos vértices de um tetraedro, com o 
Carbono ao centro. A geometria molecular, considerando apenas os ligantes, é tetraédrica.
No segundo caso, temos a molécula do NH3, que possui 3 ligantes e um par de elétrons 
livre no átomo de Nitrogênio central. De igual forma, esses 4 pares de elétrons (3 ligantes + 1 
não ligante) irão de dispor de forma a minimizar a repulsão eletrônica entre eles, com a ressal-
va de que um par de elétrons não ligante tem uma densidade de carga negativa maior que os 
pares ligantes, causando uma leve distorção nos ângulos das ligações em relação ao tetraedro 
perfeito formado pelo CH4.
Neste caso, a geometria molecular, considerando apenas os ligantes, não será mais tetraé-
drica como podemos ver na figura a direita. Ela é chamada de Pirâmide trigonal.
A última molécula, H2O, tem um átomo central, rodeado por dois ligantes e dois pares de 
elétrons não ligantes. Mestre, como eu sei a quantidade de pares de elétrons não ligantes? 
Vamos lá! No caso da água, H2O, o átomo central é o Oxigênio que tem 6 elétrons na valência, 
faltando apenas dois para completar o octeto, enquanto os ligantes são átomos de Hidrogê-
nio, cada um com um único elétron na valência e necessitando de mais um elétron cada, para 
completarem o dubleto (o Hidrogênio e o Hélio são exceções a regra do octeto e se estabilizam 
com 2 elétrons na valência). Pela estrutura de Lewis, será realizada apenas um compartilha-
mento de elétrons em cada ligação O-H.
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Desse jeito, cada Hidrogênio fica com dois elétrons e o Oxigênio com oito elétrons (basta 
contar os pontos azuis da figura acima para cada átomo). Percebeu que ainda sobram dois 
pares de elétrons não ligantes sobre o Oxigênio? Voltando...
Os quatro pares de elétrons presentes na água (2 ligantes e 2 não ligantes) se arranjarão 
de forma a minimizar a repulsão eletrônica, ocupando aproximadamente cada vértice de um 
tetraedro. No entanto, um átomo central com dois pares de elétrons não ligantes apresenta 
uma densidade de carga negativa maior ainda e os elétrons ligantes sofrerão mais distorção 
que os do NH3, levando a um encurtamento do ângulo de ligação.
Aqui, a geometria molecular, considerando apenas os ligantes, não será mais nem tetraé-
drica e nem pirâmide trigonal, como podemos ver na figura a direita. Ela é chamada de Angular.
Com esses exemplos acredito que você já percebeu duas coisas: existe uma “geometria” 
de arranjo eletrônico, que está ligado a todos os pares de elétrons existentes no átomo central 
e se ordenando no espaço de forma a minimizar as repulsões; e existe a geometria molecular, 
que após o arranjo dos pares eletrônicos, desconsidera os pares não ligantes para nomear a 
forma geométrica formada apenas pelos ligantes.
014. (AOCP/IFBA/2016) Sobre o modelo VSEPR (modelo da repulsão dos pares de elétrons 
da camada de valência), assinale a alternativa correta.
a) As regiões de alta densidade de elétrons (ligações e pares isolados no átomo central) se 
repelem e, para reduzir essa repulsão, elas tendem a se aproximar o máximo possível.
b) Nesse modelo, existe distinção entre ligações simples e ligações múltiplas, ou seja, uma 
ligação múltipla não pode ser tratada como uma só região de alta concentração de elétrons.
c) Todas as regiões de densidade eletrônica elevada, pares de elétrons isolados e ligantes são 
incluídas na descrição do arranjo de elétrons. Porém somente as posições dos átomos são 
consideradas quando descrevemos a forma de uma molécula.
d) Um elétron desemparelhado não é considerado uma região de alta densidade de elétrons, portan-
to não pode ser tratado como um “par” de elétrons isolado na determinação da forma da molécula.
e) Esse modelo considera os pares de elétrons isolados exercendo menor repulsão do que os 
pares da ligação.
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a) Errada. Regiões de alta densidade de afastam o máximo para reduzir as repulsões.
b) Errada. No modelo VSEPR, as ligações múltiplas são tratadas como regiões de alta densida-
de eletrônica não se distinguindo das simples.
c) Certa. Na geometria molecular, apenas as posições atômicas são consideradas com suas 
consequentes alterações devido à proximidade com regiões de alta densidade eletrônica.
d) Errada. Um elétron desemparelhado como em um radical, também é considerado uma re-
gião de alta densidade eletrônica.
e) Errada. A ordem de força de repulsão é decrescente da seguinte forma:
Par isolado e par isolado > par isolado e par ligante > par ligante e par ligante.
Letra c.
Para se minimizar a repulsão dos pares de elétrons em torno do átomo central, eles se organizam 
em um conjunto de 5 geometrias possíveis, em função apenas da quantidade de ligantes possíveis:
Então, resumindo, para se determinar o arranjo eletrônico e a geometria de uma molécula, 
utilizamos os seguintes passos:
1º Passo: desenhe a estrutura de Lewis.
2º Passo: conte o número total de pares de elétrons ao redor do átomo central
3º Passo: ordene os pares de elétrons em uma das cinco geometrias de arranjo descritas 
anteriormente para obter o arranjo eletrônico.
4º Passo: desconsidere os pares de elétrons não ligantes e encontre a geometria formada 
apenas pelos ligantes em torno do átomo central para obter a geometria molecular.
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Apesar de só existirem 5 tipos de arranjos eletrônicos, identificamos pelo menos 11 tipos 
de geometrias moleculares mais comuns de se encontrar em provas. Para facilitar sua tomada 
de decisão eu propus um protocolo bem simples e eficaz de identificação dessas geometrias e 
arranjos. Observe atentamente e aplique exaustivamente em exercícios para que você memo-
rize como prever geometrias moleculares com precisão.
015. (CESPE/PC–PE/PERITO CRIMINAL/2016) A respeito de geometria molecular, assinale 
a opção correta.
a) NH3 e CH4 apresentam mesma geometria molecular, mas arranjo de pares de elétrons distintos.
b) Os compostos BeF2 e BF3 apresentam mesma geometria molecular.
c) Tanto o BCl3 quanto o SO3 apresentam geometria molecular trigonal plana.
d) SF4 e H3O+ apresentam mesma geometria molecular e mesmo arranjo dos pares de elé-
trons de valência ao redor do átomo central.
e) IF6- e BrF5 apresentam geometrias moleculares diferentes porque seus elementos centrais 
têm valores diferentes de eletronegatividade.
Vamos utilizar o protocolo inspirado no método VSEPR.
a) Errada.
MOLÉCULA
n. DE 
LIGAN-
TES
GEOMETRIAS 
POSSÍVEIS
n. DE 
PAR DE 
e- LIVRE
GEOMETRIA LIGANTES + e- LIVRE ARRANJO
NH3 3
Pirâmide trigonal/
Trigonal Plana/
Forma de T
1 Pirâmide trigonal 4 Tetraédrica
CH4 4
Tetraédrica/
Gangorra/
Quadrado Planar
0 Tetraédrica 4 Tetraédrica
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b) Errada.
MOLÉCULA
n. DE 
LIGAN-
TES
GEOMETRIAS 
POSSÍVEIS
n. DE 
PAR DE 
e- LIVRE
GEOMETRIA LIGANTES + e- LIVRE ARRANJO
BeF2 2 Linear/Angular 0 Linear 2 Linear
BF3 3
Pirâmide trigonal/
Trigonal Plana/
Forma de T
0 TrigonalPlana 3
Trigonal
Plana
c) Certa.
MOLÉCULA
n. DE 
LIGAN-
TES
GEOMETRIAS 
POSSÍVEIS
n. DE 
PAR DE 
e- LIVRE
GEOMETRIA LIGANTES + e- LIVRE ARRANJO
BCl3 3
Pirâmide trigonal/
Trigonal Plana/
Forma de T
0 TrigonalPlana 3
Trigonal
Plana
SO3 3
Pirâmide trigonal/
Trigonal Plana/
Forma de T
0 TrigonalPlana 3
Trigonal
Plana
d) Errada.
MOLÉCULA
n. DE 
LIGAN-
TES
GEOMETRIAS 
POSSÍVEIS
n. DE 
PAR DE 
e- LIVRE
GEOMETRIA LIGANTES + e- LIVRE ARRANJO
SF4 4
Tetraédrica/
Gangorra /
Quadrado 
Planar
1 Gangorra 5 Pirâmide tetragonal
H3O
+ 3
Pirâmide 
trigonal/
Trigonal 
Plana/
Forma de T
1 Pirâmide trigonal 4 Tetraédrica
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e) Errada. A diferença entre as geometrias ocorre pela diferença da quantidade de ligantes e 
elétrons livres.
MOLÉCULA
n. DELIGAN-
TES
GEOMETRIAS 
POSSÍVEIS
n. DE 
PAR DE 
e- LIVRE
GEOMETRIA LIGANTES + e- LIVRE ARRANJO
IF6
- 6 Octaédrica 0 Octaédrica 6 Octaédrica
BrF5 5
Pirâmide 
tetragonal/
Bipirâmide
1 Pirâmide tetragonal 6 Octaédrica
Letra c.
Fluxograma do protocolo inspirado no modelo VSEPR para determinação de geometrias 
moleculares
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016. (NUCEPE/POLÍCIA CIVIL-PI/2018) O pentacloreto de fósforo é um sólido iônico com-
posto de cátions PCl4
+ e ânions PCl6
-. Indique a alternativa que contém as formas geométricas 
do PCl4
+ e PCl6
-, respectivamente.
a) Piramidal e gangorra.
b) Quadrado planar e hexagonal.
c) Pentagonal e hexagonal.
d) Tetraédrico e octaédrico.
e) Tetraédrico e dodecaédrico.
Vamos utilizar o protocolo inspirado no método VSEPR.
MOLÉCULA n. DE LIGANTES GEOMETRIAS POSSÍVEIS
n. DE 
PAR DE 
e- LIVRE
GEOMETRIA
PCl4
+ 4 Tetraédrica/Gangorra/Quadrado Planar 0 Tetraédrica
PCl6
- 6 Octaédrica 0 Octaédrica
Letra d.
017. (AOCP/IFBA/2016) Assinale a alternativa que descreva as geometrias do íon ClO3
– e das 
moléculas GeF2 e N2O, respectivamente.
[Dados: Ge (Z = 32); N (Z = 7); O (Z = 8); F (Z = 9); Cl (Z = 17)].
a) Bipirâmide trigonal, angular e trigonal plana.
b) Trigonal plana, linear e angular.
c) Pirâmide trigonal, angular e linear.
d) Pirâmide trigonal, linear e angular.
e) Trigonal plana, angular e linear.
Vamos utilizar o protocolo inspirado no método VSEPR.
MOLÉCULA n. DE LIGANTES GEOMETRIAS POSSÍVEIS
n. DE PAR 
DE e- LIVRE GEOMETRIA
ClO3
- 3 Pirâmide trigonal/Trigonal Plana/Forma de T 0 Tetraédrica
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MOLÉCULA n. DE LIGANTES GEOMETRIAS POSSÍVEIS
n. DE PAR 
DE e- LIVRE GEOMETRIA
GeF2 2 Angular/Linear 1
Pirâmide 
trigonal
N2O 2 Angular/Linear 1 Angular
Letra c.
018. (ACAFE/SECRETARIA DE ESTADO DA EDUCAÇÃO-SC/2015) Assinale a alternativa que 
contém as geometrias das respectivas espécies químicas: trifluoreto de boro, fluoreto de berí-
lio, nitrato e dióxido de enxofre.
a) Trigonal plana, angular, trigonal plana e angular.
b) Trigonal plana, linear, trigonal plana e angular.
c) Trigonal plana, linear, piramidal e angular.
d) Trigonal plana, linear, trigonal plana e linear.
e) Piramidal, linear, trigonal plana e angular.
Vamos utilizar o protocolo inspirado no método VSEPR.
MOLÉCULA n. DE LIGANTES GEOMETRIAS POSSÍVEIS
n. DE 
PAR DE 
e- LIVRE
GEOMETRIA
BF3 3
Pirâmide trigonal/Trigonal Plana/
Forma de T 0
Trigonal
Plana
BeF2 2 Angular/Linear 0 Linear
NO3
- 3 Pirâmide trigonal/Trigonal Plana/Forma de T 0
Trigonal
Plana
SO2 2 Angular/Linear 1 Angular
Letra b.
2.4. HibridizAção dos orbitAis no átomo centrAL
Para finalizar esse assunto, quero mostrar a você, ainda de uma maneira simplista, como 
determinar de maneira fácil e rápida o tipo de hibridização de orbitais existente nos átomos 
centrais de uma molécula, seguindo as ideias do modelo VSEPR e o protocolo de determinação 
de geometria e arranjos.
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Quando uma molécula bem simples como a de água, H2O é formada, os elétrons precisam 
deixar os orbitais atômicos dos átomos separados para ocuparem os orbitais moleculares dos 
átomos unidos por ligações, ou seja, nas moléculas. O átomo de Oxigênio possui 1 orbital s e 
3 orbitais p ocupados com 6 elétrons no total. Para que esses orbitais possam compartilhar 
mais dois elétrons provenientes dos Hidrogênios, eles precisam se fundir (hibridizar) em 4 no-
vos orbitais capazes de serem ocupados pelos oito elétrons da molécula.
Como a molécula da água é formada por 2 pares ligantes e 2 pares não ligantes, os orbitais 
do Oxigênio na molécula devem ocupar regiões em torno dos vértices de um tetraedro para 
minimizar as repulsões, dessa forma, os quatro novos orbitais serão do tipo sp3, formados pela 
união de 1s + 3p. Cada um dos quatro orbitais sp3 será ocupado por um par de elétrons, sendo 
dois deles compartilhados com o hidrogênio, e dois deles ficando no átomo central.
Se você achou esse exemplo muito simples, vamos pegar a molécula do XeF4, que utiliza-
mos em um tópico da aula mais acima.
O XeF4 é uma molécula que possui como átomo central o Xe, que possui 8 elétrons (4 pa-
res) de valência. Cada Flúor compartilha de um elétron do Xenônio gerando 4 pares ligantes e 
restando 2 pares não ligantes sobre o Xe.
Preste atenção aqui: cada um dos quatro pares ligantes do Xenônio possui 1 elétron do 
Xe e 1 elétron do Flúor. Ou seja, dos ligantes, 4 elétrons são do Xenônio. Além disso, outros 2 
pares (4 elétrons) restam livres (não ligantes) sobre o Xenônio, totalizando seus 8 elétrons de 
valência. O Xenônio não precisaria de nenhuma elétrons para completar seu octeto, no entan-
to, ele tem a capacidade de expandi-lo para compartilhar de forma “dativa” seus elétrons com 
elementos eletronegativos para formar compostos estáveis.
De acordo com o protocolo inspirado no Método VSEPR, essa molécula com 4 ligantes e 
2 não ligantes só pode ter arranjo eletrônico do tipo octaédrico e geometria molecular do tipo 
quadrado planar (no fluxograma do protocolo, siga a linha do 4 ligantes e 2 pares não ligantes).
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Pareceu nebuloso? Complicado? Já se esqueceu que o exemplo era pra determinar a hibri-
dização? Não se preocupe! Eu falo (escrevo) um pouco demais as vezes, mas é muito pensan-
do em você e nas questões que poderá enfrentar. Não tem dificuldades. O Xenônio precisa de 6 
orbitais. Sua valência é s, p e d, então nesse caso ele utilizará 1 orbital s, 3 orbitais p e 2 orbitais 
d, totalizando os 6 orbitais hibridizados do tipo sp3d2, lindos e confortáveis para acomodar os 
seus pares de elétrons.
019. (IFF/IFF/2013) SF6 possui hibridização do tipo:
a) sp.
b) sp3.
c) sp2.
d) dsp3.
e) d2sp3.
O primeiro e talvez mais importante fator para se determinar a hibridização de um átomo em um 
composto é verificar a quantidade ligações que ele faz mais a quantidade de pares de elétrons livres.
O Enxofre é um elemento do grupo 16 e, portanto, possui 6 elétrons na camada de valência. 
Cada um dos átomos de Flúor realiza um compartilhamento de elétrons com o Enxofre central 
totalizando 6 pares de elétrons envolvidos nas ligações e nenhum par de elétrons livre no áto-
mo central. Sendo assim, 6 orbitais do Enxofre (átomo central) serão necessáriospara acomo-
dar os elétrons das ligações.
Enxofre, do 3º período, tem em sua configuração de valência 1 orbital 3s e 3 orbitais 3p, que 
são adicionados a 2 orbitais d para formar 6 orbitais híbridos sp3d2.
Letra e.
020. (AOCP/IFBA/2016) De acordo com as teorias de ligação covalente, assinale a alternativa 
que apresenta, para o composto trifluoreto de cloro, a forma molecular, o arranjo de elétrons e 
a hibridação do cloro, respectivamente. Dados: Cl (Z = 17); F (Z = 9).
a) Pirâmide trigonal, tetraédrica, sp3.
b) Bipirâmide trigonal, forma de T, sp3d.
c) Forma de T, bipirâmide trigonal, sp3d.
d) Balanço, bipirâmide trigonal, sp3d.
e) Bipirâmide trigonal, balanço, sp3d.
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Analisando a molécula do ClF3, a mesma apresenta 3 ligantes e 2 pares de elétrons livres, só 
podendo ser Forma de T pelo protocolo inspirado no método VSEPR.
Se formos considerar o arranjo eletrônico, o composto apresenta 3 pares ligantes e 2 não ligan-
tes totalizando 5 pares de elétrons dispostos igualmente em torno do átomo central na forma 
de uma bipirâmide trigonal.
A hibridização do Cloro é realizada pela união de seu orbital 3s, seus 3 orbitais 3p e um orbital 
d, para formar 5 orbitais sp3d que formação as 3 ligações covalentes com os 3 Flúor e acondi-
cionarão os 2 pares de elétrons não ligantes.
Letra c.
021. (AOCP/IFBA/2016) Assinale a alternativa que apresenta a hibridação do fósforo no pen-
tafluoreto de fósforo, PF5, e a geometria molecular desse composto, respectivamente.
[Dados: P (Z = 15); F (Z = 9)].
a) sp³d, bipirâmide trigonal.
b) sp³, quadrado planar.
c) sp³d², bipirâmide trigonal.
d) sp³d, pirâmide de base quadrada.
e) sp³d, gangorra.
Analisando a molécula do PF5, a mesma apresenta 5 ligantes e 0 par de elétrons livres, só po-
dendo ser Bipirâmide Triangular pelo protocolo inspirado no método VSEPR. A hibridização do 
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Fósforo é realizada pela união de seu orbital 3s, seus 3 orbitais 3p e um orbital d, para formar 
5 orbitais sp3d que formação as 5 ligações covalentes com os 5 Flúor.
Letra a.
3. interAções intermoLecuLAres
Umas das principais razões para se estudar a estrutura da matéria é para se compreender parte 
por parte como as partículas em um nível microscópico se organizam para dar o aspecto macroscópi-
co das substâncias e compostos que percebemos a nossa volta. O cheiro de uma carne fritando ou do 
perfume de alguém, o sabor de um copo de caldo de cana com um delicioso pastel de carne, a sensa-
ção causada pelo toque em um álcool em gel, a noção de formato ao se manusear uma lata de atum 
e as percepções visuais da fumaça que sai do escapamento de um carro ou de uma tela pintada com 
diferentes cores, são alguns exemplos de nossas interações com diferentes materiais no dia a dia.
Não é de meu interesse aqui entrar no mérito da captação de informações pelo sentido, 
mas apenas de diferenciar estados físicos dos materiais, como já vimos em aula anterior. Co-
nhecemos três formas de estados da matéria, o gasoso, o líquido e o sólido. No entanto, mes-
mo dentro de cada estado, existe diferenças químicas que permitem separar as substâncias 
e compostos em novos grupos. Por exemplo, é bem intuitivo que o açúcar e o sal de cozinha 
são estados sólidos de diferentes materiais. Mas o conhecimento de que quando dissolvidos 
separadamente em água, apenas um deles conduz eletricidade só vem da experiência e só 
pode ser explicado à luz de suas estruturas moleculares.
As moléculas são arranjos de átomos com uma forma definida. Esses átomos, dependen-
do de sua natureza eletrônica, se organizam através de ligações químicas, que nada mais é 
do que a interação de seus elétrons mais externos no sentido de estabilizarem-se via de regra 
completando seus octetos. Também estudamos esses diferentes tipos de ligações. Ok! Tam-
bém compreendemos que as moléculas se organizam para formas as substâncias e compos-
tos que conhecemos. Vai vendo como a Química é lógica...
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Os materiais (compostos e substâncias) como os conhecemos em condições normais de 
temperatura e pressão possuem estados físicos bem definidos e de uma forma bem geral sa-
bemos que a diferença entre os estados físicos é explicada pela maior ou menor energia de co-
esão das moléculas. Aqui chegamos ao ponto chave! Essa energia de coesão que estudamos 
superficialmente na aula de estados físicos da matéria é praticamente intrínseca de cada tipo 
de substância e dependente exclusivamente da interação entre as moléculas que compõem a 
substância. As moléculas interagem entre si por de forças de natureza eletrostáticas que dão 
origem as interações intermoleculares que será o tema central dessa aula.
As moléculas podem interagir de três formas gerais. A primeira e mais fraca interação ocorre 
por meio de formação temporária nas moléculas de pontos com leve excesso de carga negativa 
de um lado e leve excesso de carga positiva de outro lado, denominado dipolos induzidos.
A segunda é uma interação bastante comum, com força intermediária, e ocorre entre mo-
léculas que possuem pontos permanentes de densidade de carga negativa localizadas, dando 
origem a outra região permanente de baixa densidade de carga negativa, denominados dipolos 
permanentes.
E a terceira e mais forte das interações, ocorre de forma muito específicas em molécula 
que possuem dipolos permanentes, com a região densa em cargas negativas formada por um 
átomo de Hidrogênio ligado a um dos três átomos mais eletronegativos da tabela, o Flúor, o 
Oxigênio e o Nitrogênio.
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Todas as interações entre as moléculas são baseadas em uma força eletrostática de atra-
ção entre cargas opostas chamada de forças de Van der Waals. Essas forças explicam o por-
quê as moléculas não são todas encontradas no estado gasoso. Ela é a fonte de algumas 
daquelas energias de coesão que permite que as substâncias existam no estado líquido ou 
sólido, por exemplo. As forças de Van der Waals são um conjunto de três tipos de forças pre-
sentes nas interações intermoleculares:
• A interação entre dois dipolos permanentes – Força de Keesom
• A interação entre um dipolo permanente de um polo induzido – Força de Debye
• A interação entre dois dipolos induzidos – Forçasde London
As duas primeiras tratam das interações que ocorrem entre moléculas polares, aquelas 
que têm dipolos permanentes em sua estrutura, e a terceira vai tratar das interações entre 
moléculas consideradas apolares, as que tem apenas dipolos induzidos em suas estruturas.
022. (CCC IFCE/IFCE/2014) As forças intermoleculares entre as substâncias abaixo são, res-
pectivamente,
I – CH3-OH e NH3
II – I2 e I2
III – HCl e HF
IV – gasolina e óleo
a) ligações de hidrogênio, dipolo induzido-dipolo induzido, dipolo permanente-dipolo perma-
nente, dipolo induzido-dipolo induzido.
b) ligações de hidrogênio, dipolo induzido-dipolo induzido, ligações de hidrogênio, dipolo indu-
zido-dipolo induzido.
c) dipolo permanente-dipolo permanente, dipolo induzido-dipolo induzido, dipolo permanente-
-dipolo permanente, dipolo induzido-dipolo induzido.
d) ligações de hidrogênio, dipolo induzido-dipolo induzido, ligações de hidrogênio, dipolo per-
manente-dipolo permanente.
e) dipolo permanente-dipolo permanente, dipolo induzido-dipolo induzido, dipolo permanente-
-dipolo permanente, ligações de hidrogênio.
(I) Presença de Hidrogênio ligado a F, O ou N em ambas as moléculas, a interação intermolecu-
lar ocorre por ligações de hidrogênio.
(II) Moléculas apolares a interação ocorre por dipolo induzido-dipolo induzido.
(III) Moléculas com dipolo permanente a interação ocorre por dipolo permanente-dipolo permanente.
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(IV) Ambas as substâncias são formadas por moléculas apolares, que interagem por dipolo 
induzido-dipolo induzido.
Letra a.
3.1. interAções entre moLécuLAs poLAres
Vamos começar falando das interações entre moléculas polares. Para não ficar estranho, 
vou apresentar rapidamente o conceito de polaridade, que será melhor explorado na aula de 
Geometria Molecular.
Uma molécula polar, como já disse, é aquela que possui dipolos permanentes em sua es-
trutura. Mas como se forma esses dipolos? Você deve se lembrar, quando falamos das liga-
ções covalentes, que algumas delas tinham um caráter polar e outras um caráter apolar.
Na ocasião é bem provável que eu tenha pedido para que você não confundisse a polarida-
de de uma ligação covalente com a polaridade de uma molécula. Pois bem! Para examinarmos 
a polaridade de uma molécula, precisamos levar em consideração todas as ligações presentes 
nela. Ou seja, é possível que uma molécula que possui ligações polares seja apolar como o CO2.
Diferentemente do CO que possui a mesma ligação do CO2, C=O mas é polar.
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Mestre, uma molécula pode ser polar, mesmo tendo ligações apolares? É preciso cuidado 
ao analisar essa pergunta e vou responde-la por meio de um exemplo:
Pense na molécula do Ozônio, O3.
Nela, identificamos duas ligações entre átomos de Oxigênio e como o átomo é o mesmo, 
essas ligações são apolares, concorda? Acontece que a molécula do Ozônio possui um mo-
mento de dipolo diferente de zero, ou seja, ela é polar! Veja bem, podemos explicar isso da se-
guinte forma: uma das ligações entre Oxigênios que o Ozônio faz é covalente apolar, com pares 
de elétrons sendo compartilhados igualmente entre eles. No entanto, a outra ligação é do tipo 
covalente dativa, onde apenas um átomo de Oxigênio compartilha seus elétrons com o outro.
Nesse caso, existe um pequeno deslocamento da nuvem eletrônica do átomo central em direção 
aos átomos laterais, e isso gera um momento de dipolo que vai distorcer a densidade eletrônica em 
torno da molécula. Deu pra entender? Não precisa se lembrar aqui de conceitos que seu professor 
deve ter falado como ressonância, pares de elétrons desemparelhados, ou geometria angular, certo? 
Te garanto que não serão uteis aqui ainda. A figura a direito abaixo mostra uma representação da den-
sidade eletrônica na molécula de Ozônio. A região em azul, mostra baixa densidade eletrônica e em 
vermelho uma alta densidade eletrônica. Moléculas com essa distribuição de densidade são polares.
023. (CESPE/DPF-BR/PAPILOSCOPISTA POLICIAL FEDERAL/2021) A interação intermole-
cular citada no texto envolve atração entre cargas de sinais opostos.
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O texto citou as interações de Van der Waals, que podem ser do tipo íon-dipolo, dipolo-dipolo ou 
dipolo induzido-dipolo induzido. As moléculas são consideradas espécies neutras, no entanto, 
atenção para a interpretação da banca, que considerou que os polos de moléculas envolvidas em 
tais interações são portadoras de carga (muitas vezes permanentes como as encontradas em 
íons ou moléculas polares) e é através delas que ocorrem a interação. Não vou polemizar os des-
dobramentos acerca desse entendimento. O importante aqui é você compreender que interações 
de Van der Waals, podem ser entendidas, pela ocorrência da interação entre cargas opostas.
Certo.
3.1.1. Dipolo-dipolo
Quando duas moléculas apresentam momentos de dipolo diferente de zero, ou seja, a re-
lação entre suas ligações internas resulta em uma região com maior densidade eletrônica do 
que outra temos a interação de Van der Waals conhecida como dipolo-dipolo, ou dipolo perma-
nente- dipolo permanente.
Esse tipo de interação é intensa o suficiente para manter algumas substâncias no estado 
líquido e sólido. Ela promove um nível de coesão intermolecular que necessita de mais energia 
para ser rompida. Dentro desse tipo de interação também é possível encontrar explicações 
para algumas propriedades como a miscibilidade que alguns líquidos possuem em outros, por 
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meio do princípio prático de que semelhante dissolve semelhante. O semelhante desse prin-
cípio é justamente essa capacidade das moléculas em formar dipolos permanentes e manter 
uma coesão intermolecular de mesma natureza.
024. (FUMARC/SEE–MG/PROFESSOR DE EDUCAÇÃO BÁSICA/QUÍMICA/2018) O tipo de 
interação/ligação representada no esquema e apontada por uma seta é:
a) Covalente.
b) Dipolo instantâneo-dipolo induzido.
c) Dipolo-dipolo.
d) Iônica.
e) Ligação de hidrogênio.
Muito atenção em questões capciosas como essa. O Hidrogênio da molécula circulada em 
azul está ligado a um átomo de carbono, em um aldeído, e ele realiza uma interação com o 
átomo de Oxigênio da água. No aldeído, o Hidrogênio é uma região com baixa densidade ele-
trônica,podendo ser considerada um polo positivo, enquanto que o Oxigênio da água é um 
polo negativo. Essa interação é do tipo dipolo-dipolo.
Letra c.
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3.1.2. Íon-dipolo
Sempre que tratamos de forças intermoleculares, é natural que pensemos somente em 
moléculas. Esse termo apesar de completamente estabelecido, não levou em consideração as 
interações que ocorrem entre espécies que possuem dipolo permanente que não são molécu-
las, os íons e as moléculas polares. É bem verdade que essa interação não é intermoléculas, 
mas é um tipo de força de Van der Waals.
Quando uma espécie formada por ligações iônicas como um sal, por exemplo, o NaCl, é 
dissolvida em um líquido formado por ligações covalentes como a água, as ligações intermo-
leculares entre as moléculas do líquido começam a dar lugar para a interação mais forte que 
ocorre com os dipolos das moléculas e os íons em solução. Nesse caso, o polo positivo da 
água ficará orientado para os ânions do sal dissociado em solução e os polos negativos da 
água ficará orientado para os cátions do sal dissociado em solução.
Esse tipo de interação é mais forte que as interações somente entre dipolos de moléculas 
e explica dentre outras coisas a capacidade de espécies sólidas serem solubilizadas em líqui-
dos. Esse fenômeno, conhecido como solvatação, ocorre justamente pela força de atração en-
tre os íons-dipolos que promovem a separação e estabilização dos cátions e ânions no meio.
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3.2. interAções entre moLécuLAs ApoLAres – ForçAs de London
É perfeitamente compreensivo que se algumas moléculas se encontram no estado gasoso 
em condições normais de temperatura e pressão, existe uma baixa energia de coesão entre 
elas. Na verdade, essa é uma das características do estado gasoso, concorda? As moléculas 
pouco interagem entre si. Por outro lado, conhecemos o fato de que substâncias gasosas 
podem ser liquefeitas, ou seja, mantidas em um estado líquido sob condições adequadas de 
pressão e temperatura. Para que qualquer tipo de substância seja mantida no estado líquido, 
interações entre as moléculas que a compõem devem existir e dessa forma, moléculas que 
são naturalmente gasosas possuem interações entre elas.
3.2.1. Dipolo Induzido-Dipolo Induzido
Substâncias gasosas em geral são formadas por moléculas apolares. De mesma forma 
que as moléculas polares, moléculas apolares podem ser formadas por espécies que contêm 
ligações polares, é o caso do CO2, que apesar de possuir ligações polares o seu momento de 
dipolo resultante é zero, originando uma molécula apolar (e substância gasosa), e apolares 
como os gases formado por átomos de um mesmo elemento químico como o O2, Cl2, N2 etc.
025. (IPEFAE/PREFEITURA MUNICIPAL DE ANDRADAS/TÉCNICO EM QUÍMICA/2019) O 
butano e o 2-metilpropano, cujos modelos de espaciais são apresentados a seguir, são apo-
lares e tem a mesma fórmula mínima (C4H10); o butano tem ponto de ebulição de -0,5 °C, en-
quanto o 2-metilpropano tem ponto de ebulição de -11,7 °C. Com relação à diferença entre os 
pontos de ebulição das duas substâncias pondere sobre as afirmações a seguir:
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I – Essa diferença se dá pelo fato da estrutura ramificada do 2-metilpropano gerar uma 
interação intermolecular menos densa.
II – A diferença entre os pontos de ebulição se dá pelo fato do 2-metilpropano apresentar 
interação intermolecular do tipo dipolo induzido, enquanto o metano apresenta intera-
ção intermolecular do tipo ligações de hidrogênios.
III – O butano apresenta maior ponto de ebulição, pois sua estrutura linear contribuí para o 
melhor empacotamento das suas moléculas.
IV – Considerando o caráter apolar de ambas as moléculas, o 2-metilpropano por apresentar 
uma ramificação tem o momento dipolo maior que ao do butano, por isso há um au-
mento significativo na repulsão eletrônica entre as moléculas de 2-metilpropano.
Estão corretos:
a) I, II, III e IV
b) Apenas I e II
c) Apenas II e IV
d) Apenas I e III
Item I: Certa. Como o metilpropano é uma estrutura ramificada, a área de dispersão da carga é 
menor, fazendo com que suas interações intermoleculares sejam mais fracas, ou menos den-
sas, provocando diminuição do seu ponto de ebulição.
Item II: Errada. Ambos apresentam interações do tipo dipolo induzido.
Item III: Certa. A estrutura linear do butano permite uma maior dispersão da carga e melhor 
contato entre as moléculas por meio das interações do tipo dipolo induzido.
Item IV: Errada. As moléculas apolares não possuem momento de dipolo significativo.
Letra d.
Essas substâncias, apesar de apolares, são formadas por cargas positivas e negativas. 
Ora, sabemos que cargas negativas se repelem e a densidade eletrônica dessas moléculas 
cobre homogeneamente suas superfícies, então, caso uma molécula dessa se aproxime da 
outra, ocorre uma repulsão eletrônica e por isso elas ficam distantes uma da outra? Não é 
bem assim! Primeiro, lembre-se que as nuvens eletrônicas de uma molécula não são rígidas. 
Os elétrons estão em intenso e permanente movimento em torno dos núcleos. Quando a nu-
vem eletrônica de uma molécula, se aproxima da nuvem eletrônica de outra molécula, ocorre 
a repulsão e uma das nuvens eletrônica se desloca mais para o lado oposto, deixando a carga 
nuclear desse lado mais exposta.
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Isso cria o que chamamos de dipolos instantâneos ou dipolos induzidos nas moléculas 
apolares. É como se formassem polos parciais com diferenças nas densidades de carga nega-
tiva, fazendo com que ocorra uma atração entre esses polos opostos em diferentes moléculas. 
É claro que esses dipolos induzidos formados em moléculas apolares aparecem de despare-
cem o tempo inteiro, mas o saldo líquido dessas interações é no sentido de promover alguma 
energia de coesão na substância ou composto.
Essas interações são chamadas de forças dispersivas de London que é uma das forças que 
integram o conjunto das interações de Van der Waals. As forças dispersivas de London causam 
interações chamadas de dipolo induzido-dipolo induzido ou dipolo instantâneo- dipolo instantâneo.
026. (AOCP/IFBA/2016) Em relação às interações atrativas do tipo forças de London, assina-
le a alternativa correta.
a) À medida que o número de