Aula 6

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Disciplina: Química 
 Professora Isadora M. S. Santos 
Aula 6 - Salas 1 e 2: dia 29/04/2019 
Salas 3 e 4: dia 30/04/2019 
Assunto: Geometria Molecular, Polaridade de Ligações, Polaridade de Moléculas, 
Forças Intermoleculares e Pontos de Fusão e Ebulição das Substâncias Moleculares. 
 
• Geometria Molecular 
A Teoria da Repulsão dos Pares Eletrônicos da Camada de Valência permite prever 
a geometria de moléculas e íons poliatômicos. Nestas espécies, um átomo central 
está rodeado por dois, três, quatro ou mais pares de elétrons. 
Estes pares eletrônicos existentes ao redor do átomo central “orientam” a geometria 
da molécula, prevendo ângulos entre as ligações e determinando a posição de outros 
átomos em relação ao átomo central. 
TEORIA: Os pares eletrônicos que envolvem um átomo central, por repulsão, se 
afastam ao máximo uns dos outros. 
Assim, 
- Os pares eletrônicos existentes ao redor do átomo central “orientam” a geometria da 
molécula; 
- Quem “determina” a geometria da molécula é a posição dos núcleos dos átomos que 
constituem a molécula. 
• Determinação da Geometria Molecular 
Montar a fórmula eletrônica da substância contando os pares de elétrons ao redor do 
núcleo central, considerando: 
1. Ligações −, =, ≡ e →, como um único par de elétron; 
2. Os pares de elétrons ao redor do átomo central que não participam das 
ligações. 
Os pares eletrônicos se repelem ao máximo. 
 
 
 
Exemplos: 
1. A molécula de BeH2 
 
2. A molécula de BF3 
 
 
 
 
3. A molécula de CH4 
 
 
4. A molécula de NH3 
 
5. A molécula de H2O 
 
6. A molécula de CO2 
 
 
7. A molécula de HCN 
 
 
8. A molécula de SO3 
 
 
• Polaridade de Ligações 
A polaridade mostra como os elétrons que fazem a ligação covalente estão 
distribuídos entre os dois átomos que se ligam. 
1. Ligação Covalente Apolar (Não-Polar) 
Ligação que ocorre quando os dois elétrons da ligação estão igualmente 
compartilhados pelos dois núcleos, ou seja, não há diferença de eletronegatividade 
entre os dois átomos que se ligam. Ocorre sempre que dois átomos idênticos se ligam. 
Exemplo: 
 
2. Ligação Covalente Polar 
Ligação que ocorre quando os dois elétrons da ligação estão deslocados mais para 
um dos átomos, ou seja, a densidade da nuvem eletrônica é maior em torno do átomo 
mais eletronegativo. 
Fila de eletronegatividade dos principais elementos: 
 
 
Exemplo: 
 
Como o cloro é mais eletronegativo que o hidrogênio, ele atrai para mais perto de si o 
par de elétrons compartilhado, originando a formação de um dipolo. 
O cloro, sendo mais eletronegativo, adquire uma carga parcial negativa (𝜎−) e o 
hidrogênio uma carga parcial positiva (𝜎+). 
A formação do dipolo é representada por um vetor mi (𝜇), chamado de momento 
dipolar, e orientado no sentido do átomo menos para o mais eletronegativo. 
Exemplos: 
 
• Polaridade de Moléculas 
A polaridade de uma molécula depende do tipo de ligação (polar ou apolar) que ocorre 
entre os átomos e da geometria da molécula. 
 
1. Molécula Apolar 
Ocorrerá quando: 
a) Todas as ligações entre os átomos forem apolares. 
Exemplo: 
 
b) A soma total dos momentos dipolares for igual a zero (𝜇𝑡⃗⃗ ⃗⃗ = 0). 
Exemplo: 
 
2. Molécula Polar 
Ocorrerá quando tivermos ligações polares e a soma total dos momentos dipolares for 
diferente de zero (𝜇𝑡⃗⃗ ⃗⃗ ≠ 0). 
 
 
 
• Forças Intermoleculares 
As forças intermoleculares são forças de atração que ocorrem entre as moléculas, 
mantendo-as unidas, e são bem mais fracas, quando comparadas às forças 
intramoleculares (ligações químicas). Essas forças atuam principalmente no estado 
sólido e líquido das substâncias e são denominadas de forças de Van der Waals, em 
homenagem ao físico holandês que em 1873 fez a previsão da existência de tais 
forças. 
1. Dipolo Instantâneo – Dipolo Induzido ou Forças de Dispersão de London 
Esta força ocorre entre moléculas apolares e é basicamente de natureza elétrica. 
Numa molécula apolar, os elétrons estão equidistantes dos núcleos, mas num 
determinado instante, a nuvem eletrônica pode se aproximar mais em relação a um 
dos núcleos, estabelecendo um dipolo instantâneo, o qual, por sua vez, induz as 
demais moléculas a formar dipolos, originando uma força de atração elétrica, de 
pequena intensidade entre elas. 
As moléculas, unidas por essas forças, formam, na fase sólida, os chamados cristais 
moleculares, como por exemplo os cristais de gelo seco (CO2), ou cristais de iodo (I2), 
que por estarem unidos por estas forças de pequena intensidade passam facilmente 
da fase sólida para a fase gasosa, sofrendo sublimação. 
2. Dipolo Permanente ou Dipolo-Dipolo 
São forças de atração de natureza elétrica que ocorrem entre as moléculas polares. 
As moléculas, por apresentarem um dipolo permanente, ou seja, um polo de carga 
positiva e outro de carga negativa, atraem-se mutualmente, de modo que o polo 
positivo de uma molécula atrai o polo negativo de outra molécula e assim 
sucessivamente. 
Exemplo: 
 
3. Ligações (Pontes) de Hidrogênio 
 
São forças de natureza elétrica que também ocorrem entre as moléculas polares 
(tipo dipolo permanente), porém, de maior intensidade. 
Ocorrem quando um átomo de H ligado a um átomo muito eletronegativo (F, O e 
N) de uma molécula é atraído por um par de elétrons não compartilhados no átomo 
de F, O ou N de outra molécula. 
Exemplos: 
 
• Pontos de Fusão e Ebulição das Substâncias Moleculares 
Quando uma substância molecular muda de estado físico, as moléculas tendem a se 
separar uma das outras, rompendo assim a força intermolecular. Quanto mais forte a 
força intermolecular, mais unidas estarão as moléculas e mais difícil será para separá-
las, ou seja, os pontos de fusão e ebulição serão maiores. 
Dois fatores influenciam as propriedades físicas (PF e PE) das substâncias 
moleculares: a massa molecular e as forças intermoleculares. Tanto o PF como o PE 
tendem a crescer com o aumento da massa e das forças intermoleculares. 
a) Considerando-se moléculas de massa molecular aproximadamente iguais, 
teremos: 
 
 
Exemplo: 
 
b) Considerando-se moléculas com mesmo tipo de força intermolecular, 
teremos: 
 
Exemplo: 
 
c) Considerando-se moléculas com mesmo tipo de força intermolecular e 
mesma massa molecular, teremos: 
 
Exemplo: 
 
 
• Exercícios Propostos 
1. (UFPE) A teoria de repulsão dos pares de elétrons na camada de valência 
(VSEPR) é capaz de prever a geometria de várias moléculas. De acordo com 
essa teoria, é correto afirmar que: 
a) a molécula H2S apresenta geometria linear. 
b) a molécula CO2 apresenta geometria angular. 
c) a molécula PH3 apresenta geometria piramidal. 
d) a molécula BCl3 apresenta geometria plana. 
e) a molécula SF6 apresenta geometria octaédrica. 
 
2. (UFC-CE) Assinale a alternativa em que não há exata correspondência entre a 
molécula e sua forma geométrica. 
a) N2 — Linear 
b) CO2 — Linear 
c) H2O — Angular 
d) CCl4 — Tetraédrica 
e) BF3 — Pirâmide trigonal 
 
3. (Cesgranrio-RJ) Indique o item que apresenta a única espécie de estrutura 
linear. 
a) H2O 
b) C6H5CH2CH3 
c) CO2 
d) NH3 
e) H2SO4 
 
4. (UFRN) O nitrogênio forma vários óxidos binários apresentando diferentes 
números de oxidação: NO (gás tóxico), N2O (gás anestésico – hilariante), NO2 
(gás avermelhado, irritante), N2O3 (sólido azul) etc. Esses óxidos são instáveis 
e se decompõem para formar os gases nitrogênio (N2) e oxigênio (O2). óxido 
binário (NO2) é um dos principais poluentes ambientais, reagindo com o ozônio 
 
atmosférico (O3) – gás azul, instável – responsável pela filtração da radiação 
ultravioleta emitida pelo Sol. Analisando a estrutura do óxido binário NO2, 
pode-se afirmar que a geometria da molécula e a última camada eletrônica do 
átomo central são, respectivamente: 
a) angular e completa. 
b) linear e incompleta. 
c) angular e incompleta. 
d) linear e completa.5. (Fuvest-SP) Qual das moléculas tem maior momento dipolar? Justifique. 
a) H2O ou H2S 
b) CH4 ou NH3 
 
6. (Mackenzie-SP) A molécula apolar que apresenta ligações polares é: 
Eletronegatividade: H = 2,1; Cl = 3,0; O = 3,5; C = 2,5; N = 3,0) 
a) HCl 
b) H2O 
c) CO2 
d) NH3 
e) H2 
 
7. (UFC-CE) Considere a espécie química molecular hipotética XY2, cujos 
elementos X e Y possuem eletronegatividades 2,8 e 3,6, respectivamente. 
Experimentos de susceptibilidade magnética indicaram que a espécie XY2 é 
apolar. Com base nessas informações, é correto afirmar que a estrutura e as 
ligações químicas da molécula XY2 são, respectivamente: 
a) piramidal e covalentes polares 
b) linear e covalentes polares 
c) bipiramidal e covalentes apolares 
d) angular e covalentes apolares 
e) triangular e covalentes apolares 
 
 
8. (UEL-PR) “A molécula NH3 apresenta entre os átomos ligações ...X.... Estas 
ligações resultam do compartilhamento de ...Y... que estão mais deslocados 
para um dos átomos, resultando molécula ...Z...” 
Completa-se o texto acima substituindo-se X, Y e Z, respectivamente, por: 
a) iônicas, prótons e polar 
b) covalentes, elétrons e apolar 
c) iônicas, elétrons e apolar 
d) covalentes, elétrons e polar 
e) iônicas, prótons e apolar 
 
9. (UEL-PR) Cloro é mais eletronegativo do que o bromo. Sendo assim, moléculas 
desses elementos podem ser representadas por: 
a) Cl — Br, que é polar. 
b) Cl — Br, que é apolar. 
c) Cl — Br — Cl, que é apolar. 
d) Cl — Cl, que é polar. 
e) Br — Br, que é polar. 
 
10. (UEL-PR) Em abril deste ano, a imprensa noticiou que um enorme bloco de 
gelo se desprendeu da península Antártica, provavelmente em conseqüência 
do aquecimento global da Terra. No gelo desprendido, as moléculas estão 
unidas entre si por I ao passo que, no gelo-seco, as moléculas prendem-se por 
II. 
Completa-se corretamente o texto pela substituição de I e II, respectivamente, por: 
a) forças de Van der Waals – ligações iônicas. 
b) ligações de hidrogênio – ligações metálicas. 
c) ligações covalentes polares – ligações de hidrogênio. 
d) ligações metálicas – ligações iônicas. 
e) ligações de hidrogênio – forças de Van der Waals. 
 
 
11. (Vunesp) Para as substâncias H2O e H2S, as forças de atração entre as suas 
moléculas ocorrem por: 
a) interações eletrostáticas para ambas. 
b) ligações de hidrogênio para ambas. 
c) ligações de hidrogênio para H2O e interações eletrostáticas para H2S. 
d) ligações de hidrogênio para H2O e dipolo-dipolo para H2S. 
e) ligações de Van der Waals para ambas. 
 
12. (Osec-SP) Qual das afirmações a seguir é incorreta? 
a) A molécula H2 é apolar. 
b) O C6H6 é pouco solúvel em H2O. 
c) O etanol é bastante solúvel em H2O. 
d) A amônia é covalente apolar. 
e) A molécula de água é polar. 
 
13. (USF-SP) A solubilidade de álcoois em água: 
a) aumenta com o aumento da massa molecular. 
b) diminui com o aumento da cadeia carbônica. 
c) não varia muito ao longo da série homóloga. 
d) é desprezível. 
e) não depende da massa molecular. 
 
14. (PUC-PR) O ponto de ebulição do etanol é maior que o da acetona, mesmo 
apresentando menor número de átomos de carbono, devido à presença de 
_______________ entre suas moléculas. O espaço acima será preenchido 
com a alternatividade. 
a) interações dipolo-dipolo 
b) interações dipolo induzido 
c) forças de Van der Waals 
d) interações por ponte de hidrogênio 
 
e) ligações eletrovalentes 
 
15. (UFC-CE) O óxido nítrico, NO, é normalmente veiculado pela mídia como um 
indesejável poluente do meio ambiente. Sabe-se, entretanto, que esta 
substância é, também, essencial nas atividades digestivas, na regulação da 
pressão sanguínea e na defesa bacterial, ocorrendo naturalmente em diversos 
tipos de células do corpo humano. Com relação às ligações químicas presentes 
na molécula do óxido nítrico, é correto afirmar que: 
a) são predominantemente iônicas, resultando em uma espécie química apolar. 
b) são covalentes apolares, e a molécula do NO é polar. 
c) satisfazem à regra do octeto, e o número de oxidação do nitrogênio é +2. 
d) são covalentes polares, e a molécula do NO possui momento de dipolo (µ ≠ 0). 
e) são covalentes apolares, e a molécula do NO apresenta forte caráter iônico. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
• Gabarito 
 
1. C 
2. E 
3. C 
4. A 
5. A) H2O, pois o oxigênio é mais eletronegativo que o enxofre. 
B) NH3, pois a molécula de CH4 é apolar. 
6. C 
7. B 
8. D 
9. A 
10. E 
11. D 
12. D 
13. B 
14. D 
15. D