Aula 8 Polaridade 1

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Profª. Adriane de Medeiros Ferreira 
Duas condições são essenciais para a determinação da 
estrutura de Lewis e da geometria das moléculas ou de íons: 
 
1 A estrutura deve ter o maior número possível de ligações 
entre os átomos. 
2 Todos os pares de elétrons de valência (compartilhados ou 
não) devem permanecer o mais distantes uns dos outros, 
para que as repulsões entre eles sejam mínimas. 
 
A distância máxima entre os elétrons ao redor do átomo 
central é sustentada pela teoria da repulsão entre os pares 
de elétrons da camada de valência (VSEPR)*. 
* Valence shell electron pair repulsion. 
Existe uma sequencia prática que funciona bem e que 
permite determinar a estrutura de Lewis das moléculas e dos 
íons moleculares. 
Exemplo: NH3 
Exemplo: NH3 
1º: Determinar o número de elétrons de valência: 
N (Z = 7) / CV = 5 é 
H (Z = 1) / CV = 1 é 
 
2º Número total de elétrons: 5 + 3 = 8 é de valência 
 
3º Quatro pares de elétrons. 
 
4º O N é o átomo central. 
 
5º Como o H pode acomodar somente um par de elétrons, temos: 
 
 
 
 
 
Cada H acomoda um par de elétrons, sendo que o N 
acomoda o quarto par não compartilhado (não-ligante). 
Determine a estrutura de Lewis as seguintes espécies: 
 
a) H2O; 
 
b) CH4; 
 
c) BI3; 
 
d) CH2O 
 
 
Forma como os átomos numa molécula se 
orientam no espaço. A geometria de uma 
molécula pode afectar as propriedades físicas e 
químicas, como o ponto de fusão, ebulição, 
densidade, etc. 
Modelo de Repulsão dos Pares Eletrônicos da Camada de 
Valência: a geometria de uma molécula é determinada pela 
minimização das repulsões entre os pares de electrões da 
camada de valência. 
Forma como os átomos numa molécula se 
orientam no espaço. A geometria de uma 
molécula pode afectar as propriedades físicas e 
químicas, como o ponto de fusão, ebulição, 
densidade, etc. 
Modelo de Repulsão dos Pares Eletrônicos da Camada de 
Valência: a geometria de uma molécula é determinada pela 
minimização das repulsões entre os pares de electrões da 
camada de valência. 
N.º de pares de é 
na camada de 
valência 
Pares não ligantes 
Distribuição mais 
favorável para os 
pares de é 
Geometria Exemplos 
2 0 Linear 
CO2, BeCl2, CS2, 
HgCl2 
3 0 Triangular Plana BF3, BCl3, AlCl3 
3 1 Angular SO2, SnCl2, PbCl2 
4 0 Tetraédrica CH4, CCl4, SiF4 
4 1 Pirâmide Trigonal NH3, NF3, PH3 
4 2 ~ 109º Angular H2O, H2S, OF2 
5 0 
Bipirâmide 
trigonal 
 
PCl5, SbCl5 
6 0 Octraédrica 
SF6, SeF6 
 
6 2 
Quadrangular 
Planar 
XeF4 
N.º de pares de é 
na camada de 
valência 
Pares não ligantes 
Distribuição mais 
favorável para os 
pares de é 
Geometria Exemplos 
2 0 Linear 
CO2, BeCl2, CS2, 
HgCl2 
3 0 Triangular Plana BF3, BCl3, AlCl3 
3 1 Angular SO2, SnCl2, PbCl2 
4 0 Tetraédrica CH4, CCl4, SiF4 
4 1 Pirâmide Trigonal NH3, NF3, PH3 
4 2 ~ 109º Angular H2O, H2S, OF2 
5 0 
Bipirâmide 
trigonal 
 
PCl5, SbCl5 
6 0 Octraédrica 
SF6, SeF6 
 
6 2 
Quadrangular 
Planar 
XeF4 
A
A
A
120º
120º
120º
A
180º
A
A
B B
B B
AB
B
B
B
B
A
B
B
A
B
B
B
B
A
B
B B
B A B
Primeiro, vamos falar das polaridades da ligação: 
 
 - Quando a ligação é formada por dois átomos iguais, com a 
mesma capacidade de atração (mesma eletronegatividade), os 
elétrons são igualmente compartilhados, trata-se de uma 
ligação APOLAR. 
 
 
 
 
- Quando a ligação é formada por dois átomos diferentes, com 
poderes de atração diferentes (apresentam eletronegatividades 
diferentes), os elétrons não são igualmente compartilhados, 
trata-se de uma ligação POLAR. 
Primeiro, vamos falar das polaridades da ligação: 
 
 - Na molécula de ácido clorídrico (HCl), o hidrogênio 
compartilha um par de elétrons com o cloro. Este, por ser mais 
eletronegativo do que o hidrogênio, atrai mais fortemente os 
elétrons e fica com uma densidade eletrônica negativa 
( )enquanto que o hidrogênio fica mais deficiente de 
elétrons, com uma densidade eletrônica positiva ( ). 
 
 
 
 
Primeiro, vamos falar das polaridades da ligação: 
 
 RESUMINDO .... 
 
-Se não existir diferença na eletronegatividade entre os átomos 
formadores da ligação - ligação covalente NÃO-POLAR 
(Apolar) 
 
- Se existir uma diferença intermediária na eletronegatividade 
entre os átomos formadores da ligação - ligação covalente 
POLAR 
 
- Se uma diferença grande na eletronegatividade entre os 
átomos formadores da ligação - ligação Iônica 
 
O fato de as moléculas apresentarem ligações polares faz com que 
estas também possam ser polares. 
Porém, nem toda molécula que apresenta 
ligações polares é polar, pois é possível que 
haja uma compensação de cargas e de forma 
geral, elas se anulem, fazendo com que a 
molécula seja apolar. 
Moléculas Diatômicas 
Substâncias diatômicas simples = APOLAR 
Substâncias diatômicas composta = POLAR 
* Quanto maior for a diferença de eletronegatividade, mais polar será a molécula 
(MAIOR MOMENTO DIPOLO) 
Moléculas Triatômicas 
* A geometria passa a ser fundamental na determinação de 
sua polaridade. 
Moléculas triatômicas lineares 
APOLARES 
Se os dois átomos ligados ao 
átomo central forem iguais. 
POLARES 
Se os dois átomos ligados ao 
átomo central forem diferentes. 
Moléculas Triatômicas (OU COM MAIS ÁTOMOS) 
* A geometria passa a ser fundamental na determinação de 
sua polaridade. 
Moléculas triatômicas Angulares 
POLARES 
Se os dois átomos ligados ao 
átomo central forem diferentes. 
Outras Moléculas 
* A geometria passa a ser fundamental na determinação de 
sua polaridade. 
Se todos os deslocamentos de carga eletrônica se compensem e o 
somatório seja nulo, o momento dipolo da molécula será zero (μ = 0) 
(APOLAR)