GEOMETRIA MOLECULAR

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Professora: Leila Moreira Bittencourt Rigueira 
Química Tecnológica I 
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Universidade Federal dos Vales do Jequitinhonha e Mucuri 
Instituto de Engenharia, Ciência e Tecnologia 
Campus Janaúba 
 
 
GEOMETRIA 
MOLECULAR E 
TEORIAS DE LIGAÇÃO 
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O mundo macroscópico é tridimensional, aquilo que se 
vê é tridimensional... 
Da mesma forma, o mundo microscópico também é 
tridimensional. 
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Observando alguns materiais conhecidos... 
Pensando em cubos de gelo, temos que entender que as moléculas 
de água que os compõem se organizam de tal forma que permitirá 
que elas possam interagir com outras moléculas de água e se 
“acomodarem” da forma mais estável possível. 
• As estruturas de Lewis fornecem a conectividade atômica: 
elas nos mostram o número e os tipos de ligações entre os 
átomos. 
 
• A forma espacial e o tamanho de uma molécula é 
determinada por seus ângulos e comprimento de ligação. 
 
• Considere o CCl4: no nosso modelo experimental, verificamos 
que todos os ângulos de ligação Cl-C-Cl são de 109,5. 
 
• Consequentemente, a molécula não pode ser plana. 
 
• Todos os átomos de Cl estão localizados nos vértices de 
um tetraedro com o C no seu centro. 
FORMAS ESPACIAIS MOLECULARES 
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FORMAS ESPACIAIS MOLECULARES 
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Geometria Molecular 
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Geometria Molecular 
Temos visto as moléculas no plano, 
representando fórmulas e estruturas. 
Porém, a maioria delas são 
tridimensionais, possuindo um átomo 
central rodeados pelos demais que 
compõem a molécula. 
Como acontece essa organização espacial? 
Observando os balões, pode-se perceber que quando unidos eles 
assumem “naturalmente” uma configuração, que dependerá de 
quantos balões estarão juntos: 
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Eles “tentarão” se organizar de modo que fiquem o mais 
“esparramado” possível, sendo esta a configuração mais estável 
para os balões. 
Como acontece essa organização espacial? 
Algo semelhante acontece quando os átomos se ligam a outros por 
meio de ligações covalentes. Os pares de elétrons ligantes (que 
participam das ligações covalentes) e os pares não-ligantes (que 
não participam das ligações covalentes), se repelem, procurando 
alcançar a disposição mais espaçada possível no espaço. 
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Geometria Molecular 
Assim surgiu a: 
teoria de Repulsão do Par de Elétrons no Nível de 
Valência (RPENV). 
“Ao redor do átomo central, os 
pares eletrônicos ligantes e os 
pares não-ligantes se repelem, 
tendendo a ficar tão afastados 
quanto possível.” 
A distribuição espacial dos átomos 
coordenados e dos pares de elétrons não 
ligantes será aquela que minimiza a repulsão 
eletrostática entre eles. 
Repulsão do Par de Elétrons no Nível de Valência 
(RPENV). 
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FORMAS ESPACIAIS MOLECULARES 
 Existem cinco geometrias fundamentais para a forma 
molecular: 
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FORMAS ESPACIAIS MOLECULARES 
• Ao considerarmos o arranjo da molécula, consideramos todos os 
elétrons ao redor do átomo central (pares solitários e pares ligantes). 
 
• Domínio de elétrons ao redor do átomo central (Arranjo) 
 
NH3 
(um domínios 
não-ligantes) 
 
H2O 
(dois domínios 
não-ligantes) 
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MODELO RPENV 
 Para se determinar a forma de uma molécula, fazemos a 
distinção entre pares de elétrons solitários (ou pares não-
ligantes, aqueles fora de uma ligação) e pares ligantes 
(aqueles encontrados entre dois átomos). 
 
 Definimos o arranjo eletrônico pelas posições no espaço 3D 
de TODOS os pares de elétrons (ligantes ou não ligantes) do 
átomo central. 
 
 Os elétrons assumem um arranjo no espaço para minimizar a 
repulsão e--e-. 
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 Para determinar o arranjo: 
 
• Desenhe a estrutura de Lewis, 
• Conte o número total de pares de elétrons ao redor do 
átomo central, 
• Ordene os pares de elétrons em uma das geometrias para 
minimizar a repulsão e-- e- e conte as ligações múltiplas 
como um par de ligação. 
 
MODELO RPENV 
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Só elétrons ligantes 
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• Átomo central: Carbono 
• NCT = 4 átomos coordenados + 0 pares de elétrons não-
ligantes = 0 
• Arranjo geométrico: Tetraedro 
• Geometria: Tetraédrica 
APLICAÇÃO DO MODELO RPENV 
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EXERCÍCIO 
Use o modelo RPENV para determinar as geometrias das 
moléculas de O3 e SnCl3
- 
 
 
Para Casa: Determine o arranjo e a geometria molecular para: 
 
a. SeCl2 
 
b. CO3
2- 
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• No nosso modelo experimental, o ângulo de ligação H-X-H 
diminui ao passarmos do C para o N e para o O: 
 
 
 
 
 
 
• Como os elétrons em uma ligação são atraídos por dois 
núcleos, eles não se repelem tanto quanto os pares solitários. 
 
• Consequentemente, os ângulos de ligação diminuem quando o 
número de pares de elétrons não-ligantes aumenta. 
 
104.5O107O
N
HHH
C
H
HHH
109.5O
O
HH
O efeito dos elétrons não-ligantes nos ângulos de ligação 
(modelo RPENV) 
Os três têm arranjo tetraédrico 
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O efeito dos elétrons não-ligantes nos ângulos de ligação 
(modelo RPENV) 
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• Da mesma forma, os elétrons nas ligações múltiplas se 
repelem mais do que os elétrons nas ligações simples. 
 
 
 
 
 
 
C O
Cl
Cl
111.4o
124.3o
O efeito das ligações múltiplas nos ângulos de ligação 
(modelo RPENV) 
Ângulo “ideal” = 1200 
 Ligações múltiplas também representam domínios de elétrons 
maiores (“balão mais cheio”). 
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• Para minimizar a repulsão e--e-, os pares solitários são sempre 
colocados em posições equatoriais. 
Moléculas com níveis de valência expandidos 
• Como o domínio dos pares não-ligantes exercem maiores repulsões 
que os de pares ligantes, eles sempre ocuparão as posições 
equatoriais em uma bipirâmide trigonal. 
• Os átomos que têm expansão de octeto têm arranjos AB5 (de 
bipirâmide trigonal) ou AB6 (octaédricos). 
 
• Para as estruturas de bipirâmides trigonais existe um plano 
contendo três pares de elétrons. O quarto e o quinto pares de 
elétrons estão localizados acima e abaixo desse plano. 
 
• Para as estruturas octaédricas, existe um plano contendo 
quatro pares de elétrons. Da mesma forma, o quinto e o sexto 
pares de elétrons estão localizados acima e abaixo desse 
plano. 
Moléculas com níveis de valência expandidos 
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Piramidal quadrada: Pode-se colocar o elétron não-ligante apontando em 
direção a qualquer um dos seis vértices do octaedro. 
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EXERCÍCIO 
 Use o modelo RPENV para determinar a geometria molecular 
para: 
 
a. SF4 
 
b. IF5 
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A polaridade das moléculas covalentes estão relacionadas à 
soma dos momentos das ligações individuais. 
- Depende da geometria da molécula. 
- Polaridade das ligações. 
 Moléculas 
diatômicas 
 Homonucleares: apolar µ=0 
 Heteronucleares : polar µ0 
Forma molecular e polaridade molecular 
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É possível que uma molécula 
poliatômica que contenha ligações 
polares não seja polar? 
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• Os dipolos de ligação no CO2 cancelam-se porque o CO2 é 
linear, logo a molécula é apolar. 
Forma molecular e polaridade molecular 
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• Na água, a molécula não é linear e os dipolos de ligação não se 
cancelam, consequentemente, a água é uma molécula polar. 
Forma molecular e polaridade molecular 
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A polaridade como um todo de uma molécula depende de 
sua geometria molecular e polaridade das ligações. 
Forma molecular e polaridade molecular 
Ligação covalente e superposição de orbitais 
•As estruturas de Lewis e o modelo RPENV não explicam 
porque uma ligação se forma. 
 
•Como podemos explicar as ligações usando orbitais atômicos? 
 
•Quais sãoos orbitais envolvidos nas ligações? 
 
•Usamos a teoria de ligação de valência: 
 
- As ligações formam quando os orbitais nos átomos se 
superpõem. 
 
- Existem dois elétrons de spins contrários na superposição de 
orbitais. 
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Ligação covalente e superposição de orbitais 
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Ligação covalente e superposição de orbitais 
•À medida que dois núcleos se aproximam, seus orbitais 
atômicos se superpõem. 
 
•À medida que a superposição aumenta, a energia de interação 
diminui. 
 
•A uma determinada distância, a energia mínima é alcançada. 
 
•A energia mínima corresponde à distância de ligação (ou 
comprimento de ligação). 
 
•Quando os dois átomos ficam mais próximos, seus núcleos 
começam a se repelir e a energia aumenta. 
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Ligação covalente e superposição de orbitais 
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Orbitais Híbridos 
 Os orbitais atômicos podem se misturar ou se hibridizar para 
adotarem uma geometria adequada para a ligação. 
 
 A hibridização é determinada pelo arranjo. 
 
 
Orbitais híbridos sp 
 
 Considere a molécula de BeF2: 
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Orbitais Híbridos 
Orbitais híbridos sp 
 
 O Be tem uma configuração eletrônica 1s22s2. 
 
 Não existem elétrons desemparelhados disponíveis para 
ligações. 
 
 Concluímos que os orbitais atômicos não são adequados 
para descreverem os orbitais nas moléculas. 
Orbitais de diferentes 
energias disponíveis para 
ligação ---- Hibridização. 
Orbitais Híbridos 
Orbitais híbridos sp 
 
 Deslocamento de um elétron do orbital 2s no Be para o 
orbital 2p para obtermos dois elétrons desemparelhados 
para a ligação. 
 
 
 Podemos solucionar o problema admitindo que o orbital 2s 
e um orbital 2p no Be misturam-se ou formam um orbital 
híbrido. 
 
 O orbital híbrido surge de um orbital s e de um orbital p e é 
chamado de orbital híbrido sp. 
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Orbitais Híbridos 
• Já que somente um dos orbitais 2p do Be foi utilizado na hibridização, 
ainda existem dois orbitais p não-hibridizados no Be. 
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Orbitais Híbridos 
Orbitais híbridos sp2 e sp3 
 
 Os orbitais híbridos sp2 são formados com um orbital s e dois 
orbitais p. (Consequentemente, resta um orbital p não-
hibridizado). 
 
 Os grandes lóbulos dos híbridos sp2 encontram-se em um 
plano trigonal. 
 
 Todas as moléculas com arranjos trigonais planos têm orbitais 
sp2 no átomo central (Exemplo BF3). 
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Orbitais Híbridos 
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Orbitais Híbridos 
Orbitais híbridos sp2 e sp3 
 
 Os orbitais híbridos sp3 são formados a partir de um orbital s 
e três orbitais p. Consequentemente, há quatro lóbulos 
grandes. 
 
 Cada lóbulo aponta em direção ao vértice de um tetraedro. 
 
 O ângulo entre os grandes lóbulos é de 109,5. 
 
 Todas as moléculas com arranjos tetraédricos são 
hibridizadas sp3 (Exemplo CH4). 
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Orbitais Híbridos 
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"Sorte é o que acontece quando a preparação 
encontra a oportunidade." 
(Elmer Letterman) 
 
 
"Intenção sem ação é ilusão. Ouse fazer e o 
poder lhe será dado.“ 
(Lair Ribeiro) 
 
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EXERCÍCIOS (Brown) 
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Capítulo 8 (Ligação Química) 
 
2, 5, 8, 11, 14, 17, 25, 26, 31, 35, 38, 43, 
45, 55, 57. 
Capítulo 9 (Geometria da molécula) 
 
1, 2, 3, 7, 8, 11, 17, 21, 22, 25, 29, 33. 
REFERÊNCIAS 
Material de apoio aos professores – Pearson Education, 2005. 
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