4_Geometria Molecular e Polaridade

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GEOMETRIA MOLECULAR E POLARIDADE 
Teoria de repulsão dos pares de elétrons da camada de valência 
• Em 1957 Ronald J. Gillespie (1924–) e Sir Ronald Nyholm (1917–
1971) introduziram o modelo de repulsão dos pares eletrônicos da 
camada de valência (VSEPR); 
o O modelo buscava facilitar a construção de estruturas 
moleculares tridimensionais; 
§ Baseado na repulsão entre os pares de elétrons de 
valência; 
• No modelo VSEPR pares ligantes e pares isolados se afastam um do 
outro e se orientam no espaço tridimensional para alcançar uma conformação em que a 
repulsão será mínima (menor energia); 
• A geometria molecular é determinada pela distribuição espacial dos grupos de elétrons em 
torno do átomo central, 
o Qualquer numero do elétrons que ocupe uma região localizada ao redor do átomo 
central; 
§ Pares ligantes (ligação simples, dupla, tripla), par isolado ou mesmo um 
único elétron; 
o Os grupos de elétrons exercerão repulsão sobre as ligações, alterando os seus 
ângulos. 
• A magnitude das repulsões entre os pares de elétrons ligantes depende da diferença de 
eletronegatividade entre o átomo central e os demais átomos. 
• Ligações duplas repelem-se mais intensamente que ligações simples, e ligações triplas 
provocam maior repulsão do que ligações duplas. 
• Existem cinco formas básicas no modelo VSEPR dependendo de como os grupos de 
elétrons interagem entre si; 
 
• O ângulo da ligação é aquele formado entre o átomo central e dois átomos terminais; 
o Estes ângulos sofrem desvios dependendo dos átomos ligados ao átomo central e 
dos grupos de elétrons; 
• A repulsão diminui com o aumento do ângulo entre os pares; 
o 90o > 120o > 180o 
• O modelo é eficaz na previsão das estruturas de moléculas e íons dos elementos do grupo 
principal. 
o Falha na determinação de estruturas de compostos de metais de transição; 
 
 
Linear Trigonal plana Tetraédrica Bipiramidal trigonal Octaédrica
Trigonal bipyramidal geometry Trigonal bipyramid
120!
90!
344 Chapter 10 Chemical Bonding I I : Molecular Shapes, Valence Bond Theory, and Molecular Orbi ta l Theory
as shown in Figure 10.2(a)!, analogous to the linear geometry of that we just exam-
ined. Notice that the balloons do not represent atoms, but electron groups. Similarly, if you
tie three balloons together—in analogy to three electron groups—they assume a trigonal
planar geometry, as shown in Figure 10.2(b), much like our molecule. If you tie
four balloons together, however, they assume a three-dimensional tetrahedral
geometry with angles between the balloons. That is, the balloons point to-
ward the vertices of a tetrahedron—a geometrical shape with four identical faces,
each an equilateral triangle, as shown at left.
Methane is an example of a molecule with four electron groups around the
central atom.
For four electron groups, the tetrahedron is the three-dimensional shape that allows the max-
imum separation among the groups. The repulsions among the four electron groups in the
bonds cause the molecule to assume the tetrahedral shape. When we write the Lewis
structure of on paper, it may seem that the molecule should be square planar, with bond
angles of However, in three dimensions, the electron groups can get farther away from
each other by forming the tetrahedral geometry, as shown by our balloon analogy.
Five Electron Groups:
Trigonal Bipyramidal Geometry
Five electron groups around a central atom assume a trigonal bipyra-
midal geometry, like that of five balloons tied together. In this struc-
ture, three of the groups lie in a single plane, as in the trigonal planar
configuration, while the other two are positioned above and below this
plane. The angles in the trigonal bipyramidal structure are not all the
same. The angles between the equatorial positions (the three bonds in
the trigonal plane) are while the angle between the axial
positions (the two bonds on either side of the trigonal plane) and
120°,
90°.
CH4
C¬H
C
H
H
H
H
Tetrahedral geometry
C HH
H
H 109.5!
109.5°
BF3
BeCl2
(a) Linear geometry (b) Trigonal planar geometry
Cl ClBe
180! F
F
F
B
120!
" FIGURE 10.2 Representing
Electron Geometry with Balloons
(a) The bulkiness of balloons causes
them to assume a linear arrangement
when two of them are tied together.
Similarly, the repulsion between two
electron groups produces a linear geom-
etry. (b) Like three balloons tied together,
three electron groups adopt a trigonal
planar geometry.
Tetrahedral geometry Tetrahedron
109.5!
Trigonal bipyramidal geometry Trigonal bipyramid
120!
90!
344 Chapter 10 Chemical Bonding I I : Molecular Shapes, Valence Bond Theory, and Molecular Orbi ta l Theory
as shown in Figure 10.2(a)!, analogous to the linear geometry of that we just exam-
ined. Notice that the balloons do not represent atoms, but electron groups. Similarly, if you
tie three balloons together—in analogy to three electron groups—they assume a trigonal
planar geometry, as shown in Figure 10.2(b), much like our molecule. If you tie
four balloons together, however, they assume a three-dimensional tetrahedral
geometry with angles between the balloons. That is, the balloons point to-
ward the vertices of a tetrahedron—a geometrical shape with four identical faces,
each an equilateral triangle, as shown at left.
Methane is an example of a molecule with four electron groups around the
central atom.
For four electron groups, the tetrahedron is the three-dimensional shape that allows the max-
imum separation among the groups. The repulsions among the four electron groups in the
bonds cause the molecule to assume the tetrahedral shape. When we write the Lewis
structure of on paper, it may seem that the molecule should be square planar, with bond
angles of However, in three dimensions, the electron groups can get farther away from
each other by forming the tetrahedral geometry, as shown by our balloon analogy.
Five Electron Groups:
Trigonal Bipyramidal Geometry
Five electron groups around a central atom assume a trigonal bipyra-
midal geometry, like that of five balloons tied together. In this struc-
ture, three of the groups lie in a single plane, as in the trigonal planar
configuration, while the other two are positioned above and below this
plane. The angles in the trigonal bipyramidal structure are not all the
same. The angles between the equatorial positions (the three bonds in
the trigonal plane) are while the angle between the axial
positions (the two bonds on either side of the trigonal plane) and
120°,
90°.
CH4
C¬H
C
H
H
H
H
Tetrahedral geometry
C HH
H
H 109.5!
109.5°
BF3
BeCl2
(a) Linear geometry (b) Trigonal planar geometry
Cl ClBe
180! F
F
F
B
120!
" FIGURE 10.2 Representing
Electron Geometry with Balloons
(a) The bulkiness of balloons causes
them to assume a linear arrangement
when two of them are tied together.
Similarly, the repulsion between two
electron groups produces a linear geom-
etry. (b) Like three balloons tied together,
three electron groups adopt a trigonal
planar geometry.
Tetrahedral geometry Tetrahedron
109.5!
Trigonal bipyramidal geometry Trigonal bipyramid
120!
90!
344 Chapter 10 Chemical Bonding I I : Molecular Shapes, Valence Bond Theory, and Molecular Orbi ta l Theory
as shown in Figure 10.2(a)!, analogous to the linear geometry of that we just exam-
ined. Notice that the balloons do not represent atoms, but electron groups. Similarly, if you
tie three balloons together—in analogy to three electron groups—they assume a trigonal
planar geometry, as shown inFigure 10.2(b), much like our molecule. If you tie
four balloons together, however, they assume a three-dimensional tetrahedral
geometry with angles between the balloons. That is, the balloons point to-
ward the vertices of a tetrahedron—a geometrical shape with four identical faces,
each an equilateral triangle, as shown at left.
Methane is an example of a molecule with four electron groups around the
central atom.
For four electron groups, the tetrahedron is the three-dimensional shape that allows the max-
imum separation among the groups. The repulsions among the four electron groups in the
bonds cause the molecule to assume the tetrahedral shape. When we write the Lewis
structure of on paper, it may seem that the molecule should be square planar, with bond
angles of However, in three dimensions, the electron groups can get farther away from
each other by forming the tetrahedral geometry, as shown by our balloon analogy.
Five Electron Groups:
Trigonal Bipyramidal Geometry
Five electron groups around a central atom assume a trigonal bipyra-
midal geometry, like that of five balloons tied together. In this struc-
ture, three of the groups lie in a single plane, as in the trigonal planar
configuration, while the other two are positioned above and below this
plane. The angles in the trigonal bipyramidal structure are not all the
same. The angles between the equatorial positions (the three bonds in
the trigonal plane) are while the angle between the axial
positions (the two bonds on either side of the trigonal plane) and
120°,
90°.
CH4
C¬H
C
H
H
H
H
Tetrahedral geometry
C HH
H
H 109.5!
109.5°
BF3
BeCl2
(a) Linear geometry (b) Trigonal planar geometry
Cl ClBe
180! F
F
F
B
120!
" FIGURE 10.2 Representing
Electron Geometry with Balloons
(a) The bulkiness of balloons causes
them to assume a linear arrangement
when two of them are tied together.
Similarly, the repulsion between two
electron groups produces a linear geom-
etry. (b) Like three balloons tied together,
three electron groups adopt a trigonal
planar geometry.
Tetrahedral geometry Tetrahedron
109.5!
Trigonal bipyramidal geometry Trigonal bipyramid
120!
90!
344 Chapter 10 Chemical Bonding I I : Molecular Shapes, Valence Bond Theory, and Molecular Orbi ta l Theory
as shown in Figure 10.2(a)!, analogous to the linear geometry of that we just exam-
ined. Notice that the balloons do not represent atoms, but electron groups. Similarly, if you
tie three balloons together—in analogy to three electron groups—they assume a trigonal
planar geometry, as shown in Figure 10.2(b), much like our molecule. If you tie
four balloons together, however, they assume a three-dimensional tetrahedral
geometry with angles between the balloons. That is, the balloons point to-
ward the vertices of a tetrahedron—a geometrical shape with four identical faces,
each an equilateral triangle, as shown at left.
Methane is an example of a molecule with four electron groups around the
central atom.
For four electron groups, the tetrahedron is the three-dimensional shape that allows the max-
imum separation among the groups. The repulsions among the four electron groups in the
bonds cause the molecule to assume the tetrahedral shape. When we write the Lewis
structure of on paper, it may seem that the molecule should be square planar, with bond
angles of However, in three dimensions, the electron groups can get farther away from
each other by forming the tetrahedral geometry, as shown by our balloon analogy.
Five Electron Groups:
Trigonal Bipyramidal Geometry
Five electron groups around a central atom assume a trigonal bipyra-
midal geometry, like that of five balloons tied together. In this struc-
ture, three of the groups lie in a single plane, as in the trigonal planar
configuration, while the other two are positioned above and below this
plane. The angles in the trigonal bipyramidal structure are not all the
same. The angles between the equatorial positions (the three bonds in
the trigonal plane) are while the angle between the axial
positions (the two bonds on either side of the trigonal plane) and
120°,
90°.
CH4
C¬H
C
H
H
H
H
Tetrahedral geometry
C HH
H
H 109.5!
109.5°
BF3
BeCl2
(a) Linear geometry (b) Trigonal planar geometry
Cl ClBe
180! F
F
F
B
120!
" FIGURE 10.2 Representing
Electron Geometry with Balloons
(a) The bulkiness of balloons causes
them to assume a linear arrangement
when two of them are tied together.
Similarly, the repulsion between two
electron groups produces a linear geom-
etry. (b) Like three balloons tied together,
three electron groups adopt a trigonal
planar geometry.
Tetrahedral geometry Tetrahedron
109.5!
10.2 VSEPR Theory: The F ive Basic Shapes 345
the trigonal plane is As an example of a molecule with five electron groups around
the central atom, consider 
The three equatorial chlorine atoms are separated by bond angles and the two axial
chlorine atoms are separated from the equatorial atoms by bond angles.
Six Electron Groups: Octahedral Geometry
Six electron groups around a central atom assume an octahedral geometry, like
that of six balloons tied together. In this structure—named after the eight-sided
geometrical shape called the octahedron—four of the groups lie in a single plane,
with one group above the plane and another below it. The angles in this geometry
are all As an example of a molecule with six electron groups around the central
atom, consider 
You can see that the structure of this molecule is highly symmetrical.All six bonds are equivalent.
EXAMPLE 10.1 VSEPR Theory and the Basic Shapes
Determine the molecular geometry of
Solution
NO3
-.
Octahedral geometry
S
F
F
F
F
F
F
F
F
F
F
F
F
S
90!
90!
SF6:
90°.
90°
120°
Trigonal bipyramidal geometry
P
Cl
Cl
Cl
Cl
Cl
Equatorial chlorine
Axial chlorine
120!
Cl
Cl
Cl
Cl
Cl
P
90!
PCl5:
90°.
OctahedronOctahedral geometry
90!
90!
The molecular geometry of is determined by the
number of electron groups around the central atom (N).
Begin by drawing a Lewis structure of NO3
- .
NO3
- has valence electrons. The Lewis structure
is as follows:
The hybrid structure is intermediate between these three and has
three equivalent bonds.
O N
O
O
"
O N
O
O
"
O N O
"
O
5 + 3(6) + 1 = 24NO3-
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GEOMETRIA MOLECULAR COM 2 GRUPOS DE ELÉTRONS 
• Quando dois grupos de elétrons estão ligados a um átomo central, os átomos se orientam 
o mais distante possível um do outro em posições oposta; 
• O arranjo dos grupos de elétrons resulta em uma molécula com geometria linear e um 
ângulo de ligação de 180o. 
o Molecular AB2 
• No cloreto de berílio gasoso o átomo central não tem um octeto de elétrons, elétron 
deficiente: 
 
• Esta geometria é comum aos elementos do grupo IIA. 
• O dióxido de carbono também tem a mesma geometria. 
 
• Cada ligação dupla conta como um grupo de elétrons orientados a 180o um do outro em 
um arranjo linear. 
 
GEOMETRIA MOLECULAR COM 3 GRUPOS DE ELÉTRONS 
• Três grupos de elétrons ao redor de um átomo central se repelem ao longo dos vértices de 
um triângulo equilátero, em um arranjo trigonal plano com ângulos de 120o; 
• Molécula AB3 
• Todos os elementos do grupo (IIIA) assumem geometria trigonal plana como o trifluoreto 
de boro: 
 
• O íon nitrato também assume uma geometria trigonal plana: 
 
• Para estes dois casos os ângulos das ligações são os ângulos ideais (120o) pois as três 
ligações são idênticas;o O hibrido de ressonância tem todas as ligações id6enticas com ordem de ligação 
113 ; 
 
 
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Efeito da ligação múltipla 
• Grupos de elétrons nas ligações múltiplas repelem mais fortemente os grupos de elétrons 
nas ligações simples do que estes se repelem mutuamente. 
 
• As ligações não são idênticas fazendo com que os ângulos das ligações sejam 
ligeiramente diferentes do ideal. 
Efeito dos pares isolado nos ângulos de ligação 
• Este arranjo eletrônico também permite uma outra possível geometria molecular 
dependendo da presença de um par isolado; 
• Grupos de elétrons isolados “ocupam mais espaço” no átomo central do que grupos 
ligantes; 
 
• Os grupos ligantes são atraídos por dois núcleos, eles não se repelem tanto quanto os 
grupos não-ligantes. 
• Um par isolado repele mais fortemente um par ligante do que os pares ligantes se repelem; 
• Causando uma diminuição no ângulo da ligação `medida que o número de grupos de 
elétrons isolados aumenta. 
• Moléculas com três grupos (2 grupos ligantes, 1 grupo isolado): angular, < 120° AB2E 
	
  
 
 
GEOMETRIA MOLECULAR COM 4 GRUPOS DE ELÉTRONS 
• Todas as moléculas com quatro grupos de elétrons ao redor do átomo central adota um 
arranjo tetraédrico com ângulo de ligação ideal de 109,5o; 
• Quando todos os quatro grupos de elétrons são ligantes a geometria moléculas também é 
tetraédrica (molécula AB4) o ângulo é igual ao ideal, 109.5°; 
Ângulo ideal Ângulo real
Grupo de 
elétrons 
isolados
Grupo de 
elétrons 
ligante
Núcleos Núcleo
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• Quando um dos quatro grupos no tetraedro é um par de elétrons isolado, a geometria 
molécula assume a forma de uma pirâmide trigonal (molécula AB3E) um tetraedro 
faltando um vértice; 
o A forte repulsão devido ao par isolado faz com que o ângulo da ligação seja menor 
que 109.5°, 
	
   
• Quando a amônia aceita um próton de um ácido formando uma ligação coordenada e a 
geometria muda de piramidal trigonal para tetraédrica pois o par isolado passa a ser um 
par ligante expandindo o ângulo de 107,3o para 109,5o ; 
 
• Quando os quatro grupos de elétrons ao redor do átomo central inclui dos grupos ligantes 
e dois grupos isolados (molécula AB2E2), a geometria molecular é angular; 
• Espera um maior efeito de repulsão dos dois pares isolados sobre os ângulos das ligações 
do que no caso da amônia; 
 
• De fato, o ângulo H – O – H para molécula de água é de 104,5o; 
• Para moléculas semelhantes com um dado arranjo de grupo de elétrons, a magnitude da 
repulsão entre os pares eletrônicos que resulta em desvios nos ângulos das ligações na 
seguinte ordem: 
(par isolado - par isolados) > (par isolado - par ligante) > (par ligante – par ligante) 
 
 
 
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GEOMETRIA MOLECULAR COM 5 GRUPOS DE ELÉTRONS 
• Todas as moléculas com cinco ou seis grupos de elétrons tem um átomo central 
pertencendo ao 3o. período ou superior; 
o Apenas estes átomos têm os orbitais d disponíveis para expandir a camada de 
valência além do octeto; 
• Quando cinco grupos de elétrons (molécula AB5) maximizam sua separação, estes formas 
um arranjo bipiramidal trigonal; 
• Para moléculas com este arranjo, há duas posições para os grupos de elétrons ao redor do 
átomo central e dois ângulos ideais: 
• Três grupos equatoriais no plano trigonal d o átomo central; 
o ângulo de ligação 120o; 
• dois grupos axiais acima e abaixo deste plano; 
o ângulo de 90o; 
 
• Em geral, as repulsões equatorial-equatorial (120o) são mais fracas do que axial-axial 
(90o); 
 
• Três outras formas resultam de moléculas com pares isolados; 
o Como os pares isolados exercer maior repulsão do que pares ligantes, os pares 
isolados ocupam posições equatoriais ao invés de axiais. 
• Com um par isolado na posição equatorial, a molécula (AB4E) tem uma geometria 
gangôrra (tetraédro assimétrico), 
	
   
• A tendência dos pares isolados tem em ocupar posições equatoriais faz com que as 
moléculas com três grupos ligantes e dois pares isolados (AB3E2) assumam a forma de T; 
	
   
• Moléculas com três pares isolados nas posições equatoriais e com os grupos ligantes nas 
duas posições axiais (AB2E3), assumem uma geometria linear; 
Equatorial
Axial
Axial
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• O íon (I3-) se forma quando se dissolve I2 em uma solução aquosa de I-; 
 
GEOMETRIA MOLECULAR COM 6 GRUPOS DE ELÉTRONS 
• Todas as moléculas com seis grupos de elétrons ao redor do átomo central assumem um 
arranjo octaédrico; 
• Um octaedro é um poliedro com oito faces na forma de triângulos equiláteros e com seis 
vértices idênticos; 
o Neste arranjo, seis grupos de elétrons rodeiam o átomo central em cada um dos 
seis vértices com um ângulo de ligação ideal de 90o; 
 
• Três importantes formas moleculares derivam deste arranjo. 
• Com seis grupos de elétrons ligantes (molécula AB6), a geometria molecular é octaédrica; 
 
• Quando os SF4 reage com F2, o átomo central S expande sua camada de valência para 
formar o hexafluoreto de enxofre octaédrico (SF6). 
 
• Com cinco grupos ligantes e um par isolado (molécula AB5E) a geometria adotada é a 
piramidal quadrática; 
 
• Quando uma molécula tem quatro grupos ligantes e dois pares isolados os pares livres se 
posicionam em vértices opostos para evitar as fortes repulsões par isolado-par isolado 
(90o). 
• Este posicionamento origina uma molécula AB4E2 com geometria quadrática plana; 
 
 
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USANDO A TEORIA VSEPR PARA DETERMINAR A GEOMETRIA MOLECULAR 
1. Desenhe a estrutura de Lewis a partir da fórmula molecular de modo a visualizar a posição 
relativa dos átomos e o número de grupos de elétrons; 
2. Atribua um arranjo eletrônico dos grupos de elétrons contando todos os grupos de elétrons 
ao redor do átomo central, ligantes e isolados; 
3. Preveja o ângulo de ligação ideal a partir do arranjo eletrônico e a direção de qualquer 
desvio causado por pares isolados ou ligações múltiplas; 
4. Desenhe e nomeia a geometria molecular contando separadamente os grupo de elétrons 
ligantes e isolados. 
Exemplo: 
1. Escreva a estrutura de Lewis a partir da fórmula COCl2; 
 
2. Etapa 2: Conte os grupos de elétrons ao redor do átomo central e atribua um arranjo; 
3 grupo de elétrons (duas ligações simples e uma dupla) = arranjo trigonal plano 
3. Etapa 3: O ângulo de ligação ideal deve ser 120O porém a dupla ligação comprime o 
ângulo da ligação Cl – C – Cl para menos de 120O ; 
Cl – C – Cl < 120o 
Cl – C – O > 120o 
4. Etapa 4: Determine a geometria molecular para o arranjo com 3 grupos de elétrons ( 
trigonal plana): 
 
 
Lógica utilizada na determinação da geometria molecular 
 
 
Fórmula
molecular
Estrutura 
de Lewis
Arranjo dos 
grupos de 
elétrons
ângulos
das 
ligações
Geometria
molecular
(ABmEn)Conte todos
os grupos de e-
ao redor 
do átomo central
Considere 
a posição 
de qualquer 
par isolado 
ou ligação múltipla
Conte os grupos 
de e-ligantes e isolados 
separadamente
Etapa 1 Etapa 2 Etapa 3 Etapa 4
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FORMAS DE MOLÉCULAS GRANDES 
• Muitas moléculas, especialmente aqueles em sistemas vivos, têm mais de um átomo 
central. 
• As formas destas moléculas são combinações das formas moleculares para cada átomo 
central. 
o Podem ser pensadas como sendo uma composição de múltiplos átomos centrais; 
• Para determinar a geometria devemos descrever a forma da molécula através do arranjo 
ao redor de cada átomo central em sequência; 
 
 
 
 
 
Piramidal
trigonal
Trigonal
plana
Tetraédrico
Angular
Tetraédrico
Angular
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Pares 
ligantes 
Pares 
isolados 
Grupos de 
elétrons 
Geometria Exemplos 
 
 
 
 
Linear
Trigonal
plana
Angular
Tetraédrica
Piramidal
trigonal
Angular
Bipiramidal
trigonal
Gangôrra
forma de
T
Linear
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POLARIDADE DAS MOLÉCULAS 
• Para que uma molécula seja polar, duas condições devem ser obedecidas: 
1. Deve haver pelo menos uma ligação polar (entre átomos diferentes) ou um par isolado 
no átomo central. 
2a. As ligações polares, se houver mais do que um, não devem ser dispostas de modo que 
a cancelar a sua polaridade (dipolos). 
o Geometria assimétrica 
2b. Se houver dois ou mais pares isolados no átomo central, eles não devem ser dispostos 
de modo a cancelar as suas polaridades. 
o Pares isolados afetam fortemente a polaridade molecular em sua direção 
• A ligação H-Cl é polar. Os elétrons ligantes são puxados para o fim da molécula pelo 
átomo de Cl resultando em uma molécula polar. 
 
• A ligação O-C é polar. Os elétrons ligantes são puxados igualmente por ambos átomos de 
O. O resultado é uma molécula apolar. 
 
• A ligação H-O é polar. Os dois grupos de elétrons são puxados para o átomo de O. O 
resultado é uma molécula polar. 
Octaédrica
Piramidal
quadrática
Quadrática
plana
Baixa densidade
eletrônica
Alta densidade
eletrônica
Ligação polar
Momento de dipolo
Momento de dipolo
[IC	
  –	
  348	
  –	
  QUÍMICA	
  GERAL	
  	
  	
  	
  	
  	
  	
  	
  PROF.	
  ANTONIO	
  GERSON	
  BERNARDO	
  DA	
  CRUZ]	
   71	
  	
  
	
  
 
• A ligação H-N é polar. Todos os grupos de elétrons ligantes são puxados para o átomo de 
N. O resultado global é um molécula polar. 
• 
 
O efeito da polaridade sobre o comportamento 
• Existem dois isômeros do 1,2 - dicloroetileno os dois têm a mesma fórmula molecular 
(C2H2Cl2), mas com diferentes propriedades físicas e químicas. 
o O isômero cis ferve 13o C acima do isômero trans. 
o O isômero trans tem momento de dipolo (0 D) enquanto que o isômero cis tem 
momento de dipolo (1,90 D); 
 
Lógica utilizada na determinação da polaridade molecular: 
 
Momento de dipolo
Existem
Ligações 
polares?
Existem
pares isolados
no átomo
central?
Os pares isolados
no átomo central
estão dispostos 
de modo que 
se cancelem?
As ligações 
polares
estão dispostos 
de modo que 
se cancelem?
Molécula 
Polar
Molécula 
apolarSim
Não
Sim
Sim
Sim
Não
Não Não