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Química 
 
Geometria molecular, polaridade e forças intermoleculares 
Teoria 
 
Teoria da repulsão dos pares eletrônicos 
Teoria da Repulsão dos Pares Eletrônicos de Valência (TRPEV) → força de repulsão entre os pares eletrônicos 
ligantes ou não do átomo central. Eles tendem a manter a maior distância possível entre si, porém as forças 
de repulsão eletrônica não são suficientes para que a ligação entre os átomos seja rompida, logo podemos 
observar essa distância no ângulo formado entre eles. 
 
Tipos de nuvens eletrônicas 
 
Uma nuvem eletrônica pode corresponder a: 
Uma ligação simples: ━ 
 
Uma ligação dupla: ═ 
Uma ligação tripla: ≡ 
Um par de elétrons não ligante: ∙∙ 
Possibilidades de correspondência de uma nuvem eletrônica. 
 
Pares de elétrons 
Número de pares 
ligantes 
Números de pares 
não ligantes 
Geometria 
2 2 0 Linear 
3 
3 0 Trigonal plana 
2 1 Angular 
4 
4 0 Tetraédrica 
3 1 Piramidal 
2 2 Angular 
5 5 0 Bipirâmide trigonal 
6 6 0 Octaédrica 
 
 
 
ATENÇÃO!!! 
Essa tabela é muito mais extensa, porém esses são os que mais aparecem. 
 
 
 
 
Química 
 
Geometria molecular 
É possível determinar a geometria molecular através da análise da quantidade de elementos na fórmula 
molecular e se existe par de elétrons livres ou não. Vale ressaltar que esse método é baseado na teoria de 
repulsão dos pares eletrônicos. Durante as análises, vocês irão perceber que, ao retornar à tabela, a resposta 
final será a mesma. 
 
Obs.: o elemento em menor quantidade tende a ser o elemento central na estrutura do composto. 
 
Linear 
Quando a substância for formada por dois elementos ou for formada por três elementos e o átomo central 
não apresentar par de elétrons livres. 
 
Exemplo: HCl (dois elementos) 
 
 
Obs.: com dois elementos sempre é linear. 
 
CO2 (três elementos) 
 
 
Olhando para a tabela, vemos que, quando temos dois pares de elétrons ligantes, a geometria é linear. 
 
Importante! 
O ângulo entre essas ligações é de 180°. 
 
 
Angular 
Quando a substância for formada por três elementos e o átomo central apresentar par de elétrons livres. 
 
Exemplo: H2O (três elementos) 
 
 
 
Olhando para a tabela, temos quatro nuvens eletrônicas, sendo duas de nuvens de elétrons ligantes e duas 
de não ligantes. Logo, geometria angular. 
 
Importante! 
O ângulo entre essas ligações é de 104°30’ aproximadamente. 
 
 
 
 
Química 
 
Trigonal plana 
Quando a substância for formada por quatro elementos e o átomo central não apresentar par de elétrons 
livres. 
 
Exemplo: BF3 (quatro elementos) 
 
 
 
Olhando para a tabela, temos três nuvens eletrônicas, sendo as três nuvens eletrônicas ligantes. Logo, 
geometria trigonal plana. 
 
Importante! 
O ângulo entre essas ligações é de 120° aproximadamente. 
 
 
 
Piramidal 
Quando a substância for formada por quatro elementos e o átomo central apresentar par de elétrons livres. 
 
Exemplo: NH3 (quatro elementos) 
 
 
 
Olhando para a tabela, temos quatro nuvens eletrônicas, sendo três nuvens eletrônicas ligantes e uma nuvem 
eletrônica não ligante. Logo, geometria piramidal. 
 
Importante! 
O ângulo entre essas ligações é de 109° aproximadamente. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Química 
 
Tetraédrica 
Quando a substância for formada por cinco elementos e o átomo central não apresentar par de elétrons livres. 
 
Exemplo: CH4 (cinco elementos) 
 
 
 
 
 
 
 
 
Olhando para a tabela, temos quatro nuvens eletrônicas, sendo as quatro nuvens eletrônicas ligantes. Logo, 
geometria tetraédrica. 
 
Importante! 
O ângulo entre essas ligações é de 109°28’ aproximadamente. 
 
 
Bipirâmide trigonal 
Quando a substância for formada por seis elementos e o átomo central não apresentar par de elétrons livres. 
 
Exemplo: PCl5 (seis elementos) 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Octaédrica 
Quando a substância for formada por sete elementos e o átomo central não apresentar par de elétrons livres. 
 
Exemplo: SF6 (sete elementos) 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
5 nuvens eletrônicas ligantes 
4 nuvens eletrônicas ligantes 
 
 
 
 
Química 
 
 
 
 
Importante! 
O ângulo entre as ligações na geometria octaédrica é de 90°. 
Polaridade das ligações 
 
● Ligação iônica: nas ligações iônicas, a transferência de elétrons é definitiva, formação de cátions (positivo) 
e ânions (negativo). As ligações iônicas são sempre polares. 
 
 
 
 
● Ligação covalente: nas ligações formadas por átomos com a mesma eletronegatividade, não há formação 
de pólos, pois a diferença de eletronegatividade é igual a zero, formando ligação covalente apolar. 
 
Exemplo: Cl2 
 
 
 
 
 
 
∆en = 3,0 – 3,0 → ∆en = 0 
 
Nas ligações formadas por átomos com diferentes eletronegatividades, há formação de polos pois essa 
diferença é diferente de zero, formando ligação covalente polar. 
Exemplo: HBr 
 
 
 
∆en = 2,8 – 2,1 → ∆en = 0,7 
 
Importante!!! 
Quando houver diferença de eletronegatividade, haverá a formação de um vetor resultante apontando para o 
elemento mais eletronegativo. 
No caso do HBr, o vetor aponta para o Br. 
 
 
 
 
 
 
 
Química 
 
Esse vetor vai ser fundamental para determinarmos a polaridade das moléculas. 
 
 
 
 
 
 
 
Polaridade das moléculas 
As moléculas podem ser classificadas em moléculas polares e apolares, dependendo do vetor de momento 
dipolo (𝜇) da molécula ser anulado ou não. 
● Molécula apolar: 𝜇 = 0 
● Molécula polar: 𝜇 ≠ 0 
 
Exemplo: CO2 
Os vetores possuem a mesma diferença de eletronegatividade por serem entre os mesmos elementos, e 
possuem a mesma direção e sentidos opostos, fazendo com que se anulem e o momento dipolo (𝜇) seja igual 
a zero. 
 
 
IMPORTANTE! 
O vetor sempre aponta para o elemento mais eletronegativo. Outra coisa importante, o símbolo 𝛿
+ indica que 
aquele elemento está com uma carga aparente positiva; por ser o menos eletronegativo, os elétrons estão 
mais afastados dele na ligação. E o 𝛿
−
 indica que os elétrons estão mais próximos desse elemento na ligação, 
por ele ser mais eletronegativo. 
 
 
H2O 
 
 
O oxigênio da água possui dois pares de elétrons que não se ligam a nada, logo esses pares empurram as 
ligações O-H para baixo, formando, assim, um ângulo entre eles. Os vetores não se anulam como na molécula 
de CO2. O momento dipolo (𝜇), nesse caso, é diferente de zero. 
 
SUPER ATENÇÃO! 
Moléculas apolares podem apresentar ligações polares, como é o caso do CO2. A ligação entre o carbono e 
oxigênio é polar porque tem diferença de eletronegatividade, porém a molécula é apolar, porque os dois 
vetores se anulam. 
 
 
 
 
 
Química 
 
 
Forças intermoleculares 
Existem três interações intermoleculares que aparecem com mais frequência nos vestibulares. São elas: 
 
● Dipolo induzido-dipolo induzido, van der Waals ou dipolo-induzido → ocorre nas moléculas apolares. 
Ex.: H2, O2, CO2. 
 
 
 
● Dipolo permanente-dipolo permanente ou dipolo-dipolo → ocorre nas moléculas polares, desde que elas 
não possuam H-FON. 
Ex.: HCl, HBr, HI, H2S. 
 
● Ligação de hidrogênio → antes, essa força era chamada de ponte de hidrogênio. As ligações de hidrogênio 
são atrações intermoleculares fortíssimas que ocorrem entre moléculas polares que apresentam ligações 
do hidrogênio com átomos muito eletronegativos como o flúor, oxigênio e nitrogênio. 
Ex.: HF, NH3, H2O. 
 
 
 
IMPORTANTE! 
H-FON significa dizer que a molécula, além de ser polar, precisa apresentar o hidrogênio ligado diretamente 
ao flúor, oxigênio ou nitrogênio. Basta ter uma dessas ligações para ser classificado como ligação de 
hidrogênio. 
 
Obs.: O aumento da força é proporcional aos pontos de fusão e ebulição dos compostos. Assunto que nós 
iremos trabalhar muito mais para frente em outros assuntos. Mas já pega a dica: compostos que apresentam 
uma interação intermolecular mais forte tendem a apresentar um ponto de fusão e ebuliçãomais elevado. 
 
ATENÇÃO! 
Ligação íon-dipolo 
A interação íon-dipolo envolve um íon e uma molécula polar, de forma que as cargas que possuam caráter 
atrativo se aproximam. Portanto, quanto maior a carga do íon relativamente ao dipolo, maior a intensidade da 
ligação (melhor será a atração). 
 
 
 
 
 
 
 
Química 
 
Exercícios 
 
1. (UFRGS, 2020) Considere a tira abaixo. 
 
O conceito químico, associado a essa tira, pode ser interpretado como 
a) substâncias apolares são menos densas que a água. 
b) substâncias polares são geralmente solúveis em água. 
c) substâncias polares são mais densas que substâncias apolares. 
d) substâncias apolares são mais solúveis em água que polares. 
e) substâncias polares e apolares são miscíveis entre si. 
 
 
 
 
 
 
Química 
 
 
2. (Uerj, 2018) A cromatografia é uma técnica de separação de substâncias orgânicas a partir da 
polaridade das suas moléculas. Admita que um corante natural foi analisado por essa técnica e que 
sua composição apresenta as seguintes substâncias: 
 
Após a separação cromatográfica, as moléculas do corante se distribuíram em duas fases: na primeira, 
identificaram-se as moléculas com grupamentos polares; na segunda, a molécula apolar. 
A substância presente na segunda fase é indicada por: 
a) I; 
b) II; 
c) III; 
d) IV. 
 
 
3. (UFRGS, 2018) Considerando a geometria molecular de algumas moléculas e íons, assinale a alternativa 
que lista apenas as espécies com geometria trigonal plana. 
a) CO2, SO2, SO3. 
b) O3, NH3, NO3–. 
c) NO3–, O3, CO2. 
d) NH3, BF3, SO3. 
e) SO3, NO3–, BF3. 
 
 
 
 
 
 
 
Química 
 
4. (Unifor-CE, 2020) Certa vez o famoso astrofísico norte americano Carl Sagan disse que “a beleza de 
uma coisa viva não são os átomos de que ela é feita, mas o modo como esses átomos estão unidos”. 
A fala filosófica do cientista é uma reflexão sobre como um conjunto de matéria inanimada pode 
resultar nas características orgânicas vivas. Para além desta reflexão, os átomos unem-se uns aos 
outros através de ligações químicas, formando moléculas, e estas, por sua vez, ficam sujeitas aos 
campos eletromagnéticos uma das outras, atraindo-se ou repelindo-se, dependendo das características 
de cada uma. O modo como os átomos se unem e como as moléculas interagem entre si, são tão 
importantes que definem muitas das características físico-químicas das substâncias, como: pontos de 
fusão e ebulição, dureza etc. 
 
Sobre as ligações químicas e as interações intermoleculares, analise as afirmações a seguir: 
I. Moléculas simples de átomos não metálicos, como o ozônio (O3), são apolares e geralmente 
apresentam-se no estado gasoso, em condições de T e P ambiente. 
PORQUE 
II. As Forças de van der Waals, de caráter fraco, estão presentes quando moléculas apolares interagem 
entre si. 
 
É correto o que se afirma em: 
a) Apenas a primeira afirmativa é verdadeira. 
b) Apenas a segunda afirmativa é verdadeira. 
c) Ambas as afirmativas são verdadeiras e a segunda justifica adequadamente a primeira. 
d) Ambas as afirmativas são verdadeiras, mas a segunda não justifica adequadamente a primeira. 
e) Ambas as afirmativas são falsas. 
 
 
5. (Uerj, 2012) Recentemente, a IUPAC reconheceu a existência de dois novos elementos químicos, cujos 
símbolos são Uuq e Uuh. Apesar de possuírem átomos instáveis, podem-se prever algumas de suas 
propriedades com base na Classificação Periódica dos Elementos. 
Indique o número de elétrons do átomo Uuq no estado fundamental. Em seguida, identifique o tipo de 
geometria molecular da substância cuja fórmula seja UuhH2. 
 
Dado: 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Química 
 
 
6. (Fuvest, 2021) Em aquários de água marinha, é comum o uso do equipamento chamado “Skimmer”, 
aparato em que a água recebe uma torrente de bolhas de ar, como representado na figura, levando a 
matéria orgânica até a superfície, onde pode ser removida. Essa matéria orgânica eliminada é 
composta por moléculas orgânicas com parte apolar e parte polar, enquanto as bolhas formadas têm 
caráter apolar. Esse aparelho, no entanto, tem rendimento muito menor em aquários de água doce 
(retira menos quantidade de material orgânico por período de uso). 
 
 
 
Considerando que todas as outras condições são mantidas, o menor rendimento desse aparato em 
água doce do que em água salgada pode ser explicado porque 
a) a polaridade da molécula de água na água doce é maior do que na água salgada, tornando as 
partes apolares das moléculas orgânicas mais solúveis. 
b) a menor concentração de sais na água doce torna as regiões apolares das moléculas orgânicas 
mais solúveis do que na água salgada, prejudicando a interação com as bolhas de ar. 
c) a água doce é mais polar do que água salgada por ser mais concentrada em moléculas polares 
como a do açúcar, levando as partes polares das moléculas orgânicas a interagir mais com a água 
doce. 
d) a reatividade de matéria orgânica em água salgada é maior do que em água doce, fazendo com 
que exista uma menor quantidade de material dissolvido para interação com as bolhas de ar. 
e) a concentração de sais na água marinha é maior, o que torna as partes apolares das moléculas 
orgânicas mais propensas a interagir com os sais dissolvidos, promovendo menor interação com 
as bolhas de ar. 
 
 
7. (UEM, 2018) As espécies CO2, NO2 e SO2 são gases em condições normais de temperatura e de pressão. 
Assinale a(s) alternativa(s) correta(s) em relação a essas três espécies químicas. 
(01) Elas são espécies químicas moleculares. 
(02) Elas são espécies químicas polares. 
(04) Apenas uma delas possui geometria molecular linear. 
(08) Pelo menos uma delas possui geometria molecular trigonal plana. 
(16) Apenas uma delas possui um par de elétrons não ligantes no átomo central. 
Soma: ( ) 
 
 
 
 
Química 
 
8. (UPF, 2018) Muitas das propriedades físicas das substâncias moleculares, como temperatura de fusão, 
temperatura de ebulição e solubilidade, podem ser interpretadas com base na polaridade das 
moléculas. Essa polaridade se relaciona com a geometria molecular e com o tipo de interações 
intermoleculares. 
O quadro a seguir apresenta algumas substâncias e suas respectivas temperaturas de ebulição a 1 
atm. 
 
Substâncias TE (°C) 
A CH4 -161,5 
B HCl -85 
C H2O 99,97 
 
Com base nas informações apresentadas, analise as seguintes afirmativas: 
I. quanto mais intensas forem as forças intermoleculares, maior a temperatura de ebulição de uma 
substância molecular; 
II. as interações intermoleculares nas moléculas são A: dipolo induzido-dipolo induzido, B: dipolo-
dipolo, C: ligação de hidrogênio; 
III. A geometria molecular e a polaridade das substâncias são: A: tetraédrica e apolar, B: linear e polar, 
C: linear e polar. 
Está incorreto apenas o que se afirma em: 
a) III; 
b) I e III; 
c) I e II; 
d) II e III; 
e) I. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Química 
 
Gabarito 
 
1. B 
Substâncias de polaridades semelhantes tendem a se misturarem ou a se dissolverem. Por isso, o 
conceito químico associado a essa tira pode ser interpretada como: substâncias polares são geralmente 
solúveis em água, pois a água também é polar. 
 
2. A 
A substância presente na segunda fase é apolar (�⃗⃗� = 0⃗⃗). Trata-se da substância I, que possui apenas 
átomos de carbono e hidrogênio em sua estrutura. 
 
 
3. E 
As espécies que apresentam geometria trigonal plana são SO3, NO3–, BF3, como representado na imagem. 
 
 
4. C 
Moléculas simples são formadas por um mesmo elemento. Sendo assim, não haverá diferença de 
eletronegatividade. Portanto, o vetor resultante será zero e a molécula apolar. Nas moléculas apolares 
nós teremos a interação intermolecular mais fraca, conhecida como dipolo induzido - dipolo induzido ou 
forças de Van Der Waals. Por ser uma interação fraca, esses compostos costumam estarno estado 
gasoso na temperatura ambiente. 
 
5. Considerando que no estado fundamental Z = e-, então o átomo possui 114 elétrons. 
 
Como o UuH está na família VI A (Grupo 16), há 6 elétrons na camada de valência para adquirir com o 
hidrogênio. Ele irá compartilhar um elétron com cada átomo de hidrogênio. Restará então par de elétrons 
livres no átomo central (Uuh). Sendo assim, a geometria é angular. 
 
6. B 
Como a água do mar apresenta uma maior quantidade de sais dissolvidos, sua polaridade tende a ser 
mais polar que a água doce que é menos polar. Desse modo, na água doce, a região apolar das moléculas 
orgânicas é mais solúvel do que na água do mar e assim, interagem menos com as bolhas de ar apolares. 
Sendo assim, o arraste das moléculas orgânicas pelas bolhas de ar é diminuído. 
 
7. 01 + 04 + 16 = 21 
(01) Correta. Elas são espécies químicas moleculares, ou seja, são exemplos de moléculas. 
(02) Incorreta. CO2 é apolar, NO2 e SO2 são polares. 
 
 
 
 
Química 
 
 
(04) Correta. Apenas a molécula de CO2 possui geometria molecular linear. 
 
(08) Incorreta. CO2 é linear, NO2 e SO2 são angulares. 
 
(16) Correta. Apenas o SO2 possui um par de elétrons não ligantes no átomo central. 
 
8. A 
I. Correto. Quanto mais intensas forem as forças intermoleculares, maior a temperatura de ebulição 
(mudança do estado de agregação líquido para gasoso) de uma substância molecular. 
II. Correto. As interações intermoleculares nas moléculas são A (CH4): dipolo induzido-dipolo induzido 
(molécula apolar); B (HCl): dipolo-dipolo (molécula polar); C (H2O): ligação de hidrogênio (molécula 
polar que apresenta o grupo OH). 
III. Incorreto. A geometria molecular e a polaridade das substâncias são: