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Universidade Federal da Grande Dourados
Faculdade de Ciências Exatas e Tecnologia
Química Licenciatura e Bacharelado
Disciplina: Química Geral I
Modelo da Repulsão dos Pares de Elétrons 
1
Modelo da Repulsão dos Pares de Elétrons 
da Camada de Valência - (VSEPR)
Profª. Drª. Bárbara Tirloni
Dourados, agosto de 2013.
Modelo da Repulsão dos Pares de Elétrons da Camada de Valência
É uma simples extensão das ideias de Lewis e é eficiente para 
VSEPR
VSEPR
2
É uma simples extensão das ideias de Lewis e é eficiente para 
estabelecer a GEOMETRIA DE MOLÉCULAS POLIATÔMICAS
Consideração básica do modelo VSEPR: 
� Regiões de maior densidade eletrônica (pares ligantes ou pares
isolados) assumem posições tão afastadas quanto possível, de modo
que as repulsões entre elas sejam minimizadas;
VSEPR
3
� Embora o arranjo das regiões de densidade eletrônica governe a
forma da molécula, sejam estas regiões ligantes ou regiões
associadas com pares isolados, o nome da forma é determinado pelo
arranjo dos átomos, e NÃO pelo arranjo das regiões de densidade
eletrônica.
Exemplo:
A molécula de NH3 tem quatro pares de elétrons que estão dispostos
tetraedricamente, mas como um deles é um par isolado, a molécula é
classificada como piramidal trigonal
VSEPR
4
VSEPR
O Modelo da Repulsão dos Pares de Elétrons da Camada de Valência 
pode ser resumido como segue:
1) A estrutura das moléculas é determinada pelas repulsões entre
todos os pares de elétrons presentes na camada de valência;
2) Um par isolado de elétrons ocupa mais espaço que um par ligante;
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2) Um par isolado de elétrons ocupa mais espaço que um par ligante;
Repulsão entre pares isolados > repulsão entre par isolado e par ligante > 2 pares 
ligantes
3) A presença de pares isolados provoca pequenas distorções nos
ângulos de ligação da molécula;
VSEPR
O Modelo da Repulsão dos Pares de Elétrons da Camada de Valência 
pode ser resumido como segue:
4) Regiões de grande densidade eletrônica assumem posições tão
separadas quanto possível;
6
5) Embora o arranjo das regiões de densidades eletrônicas (pares
ligantes e isolados) governe a forma da molécula, o nome da forma é
determinado pelo arranjo de átomos da estrutura resultante;
VSEPR
O Modelo da Repulsão dos Pares de Elétrons da Camada de Valência 
pode ser resumido como segue:
6) A magnitude das repulsões entre os pares de elétrons ligantes
depende da diferença de eletronegatividade entre o átomo central e
os demais átomos;
7
VSEPR
Efeito do par isolado:
� Havendo a possibilidade de escolha entre um sítio axial e um
equatorial para um par isolado em um arranjo bipirâmide trigonal, o
par isolado ocupará o sítio EQUATORIAL
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Será menos repelido pelos ligantes
VSEPR
Nomes das formas mais simples e seus ângulos de ligação
� Os pares isolados não foram incluídos porque não são levados em
consideração na identificação das formas moleculares.
9
VSEPR
E = par de
elétron isolado
10
Geometrias moleculares de acordo com VSEPR
VSEPR
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Moléculas com expansão do octeto
Geometrias moleculares de acordo com VSEPR
VSEPR
12
Moléculas com expansão do octeto
Geometrias moleculares de acordo com VSEPR
VSEPR
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Universidade Federal da Grande Dourados
Faculdade de Ciências Exatas e Tecnologia
Química Licenciatura e Bacharelado
Disciplina: Química Geral I
Forças Intermoleculares
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Forças Intermoleculares
Profª. Drª. Bárbara Tirloni
Dourados, agosto de 2013.
Forças Intermoleculares
Forças Intermoleculares
� Espécies atômicas e moleculares interagem com outras
espécies através de forças químicas que são, em geral,
muito mais fracas que as ligações químicas covalentes;
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� Essas forças químicas são também chamadas de
interações intermoleculares e podem ser explicadas
usando-se apenas argumentos de natureza eletrostática;
� Podem envolver átomos, moléculas ou íons, excluindo-se
ligações entre íons;
Forças Intermoleculares
� São responsáveis pela existência das diferentes “fases”
da matéria (sólido, líquido e gás).
� Podem ser responsáveis por fenômenos, tais como:
Forças Intermoleculares
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- tensão superficial e viscosidade de líquidos;
- capacidade calorífica;
- arranjos cristalinos em sólidos;
- processos de adsorção em superfícies, etc
Forças de Van der Waals
Forças Intermoleculares
� Dentre as forças químicas, as de Van der Waals são as
mais fracas;
� Essas interações envolvem apenas átomos e moléculas e
podem ser subdivididas em três tipos:podem ser subdivididas em três tipos:
- Dipolo-Dipolo;
- Dipolo-Dipolo Induzido;
- Forças de London (Dipolo Instantâneo - Dipolo Induzido);
As Forças Intermoleculares
Forças 
Forças 
intermoleculares
Existem 
entre
Exemplos
Dipolo-dipolo Moléculas 
polares
HCl 
Moléculas 
Forças Intermoleculares
Forças 
de Van 
der 
Waals
Dipolo - dipolo 
induzido
Moléculas 
polares 
com 
moléculas 
apolares
HCl + N2
Forças de London
Todos os 
tipos de 
moléculas
Momento do dipolo - µr
µ = Q.d+ -
+ Q - Q
µ
Forças Intermoleculares
d
µ - Momento do dipolo
Q – Carga
d – Distância entre os centros das cargas
µR = 0 (Espécie apolar) 
µ ≠ 0 (Espécie polar)
Forças Intermoleculares
µR ≠ 0 (Espécie polar)
Momento do dipolo - µr
O=C=O
µ1 µ2
Forças Intermoleculares
O=C=O
µR = 0 (Espécie apolar) 
µR = µ1 - µ2
Forças Intermoleculares
Forças Intermoleculares
Aumento da intensidade das forças intermoleculares 
� As ligações intermoleculares são mais fracas do que as
ligações intramoleculares (ligações entre átomos que
constituem as moléculas).
H
H
Forças Intermoleculares
O
H
H
HH
O
O H
Forças intermoleculares mais fortes
Maior ponto de fusão
Forças Intermoleculares
O
H
H
O
H
H
� Quanto mais fortes as ligações intermoleculares, maior
é a energia necessária para romper as ligações entre
moléculas. Mais energia é necessária para que se dê a
passagem do estado sólido a líquido.
Forças Intermoleculares
O
H
H
O
H
H
As moléculas polares participam de interações dipolo-
dipolo, que decorrem da atração entre cargas parciais de 
suas moléculas.
Forças Intermoleculares
Interações dipolo-dipolo
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Quanto maior for a polaridade das moléculas, mais forte 
será a interação
São mais fracas do que as forças entre íons e caem 
rapidamente com a distância, especialmente nas fases 
líquida e gás, em que as moléculas estão em rotação
Interações dipolo-dipolo
O
H
H
O
H
H
δ+
δ+ δ
+
δ+
δ+ δ+
δ
Forças Intermoleculares
� As ligações dipolo-dipolo se estabelecem
entre moléculas polares ( µµµµR ≠≠≠≠ 0 ).
HH
O
δ-
δ δ
δ- δ-
H
H
O
δ+
δ+
ClCl
Interações dipolo-dipolo induzido
Forças Intermoleculares
� O polo positivo do dipolo permanente (molécula polar) vai atrair
a nuvem eletrônica da molécula apolar, deformando-a. Esta
deformação corresponde ao aparecimento de um dipolo induzido.
Molécula
δ+δ-δ
+ δ- δ-δ+
Forças Intermoleculares
Interações dipolo-dipolo induzido
� As “moléculas” ficam ligadas por interações dipolo-dipolo induzido.
Dipolo 1
Molécula
apolar Dipolo 1
Dipolo 
induzido
� As interações de London surgem da atração entre os
dipolos elétricos instantâneos de moléculas vizinhas e
agem em todos os tipos de moléculas;
Forças Intermoleculares
Forças de London
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� São universais, no sentido de que elas se aplicam a todas
as moléculas, independentemente de sua identidade
química;
� Sua energia aumenta com o número de elétrons da
molécula. Elas se superpõem às interaçõesdipolo-dipolo;
B
Molécula
apolar
Dipolo 
instantâneo
δ+ δ
-
δ+δ
+δ- δ-
Dipolo 
induzido
A A B
Forças Intermoleculares
Forças de London
� É a única força que age entre as moléculas não-polares;
� A energia das interações de London depende da polarizabilidade
das moléculas (deformação da nuvem eletrônica);
� Esta polarização é induzida para moléculas vizinhas, resultando
em forças de atração entre as moléculas.
B
Molécula
δ+ δ
-
δ+δ
+δ- δ-
Dipolo 
A A B
Forças Intermoleculares
Forças de London
� Um momento de dipolo instantâneo em uma molécula distorce a
nuvem de elétrons da molécula vizinha e dá origem a um momento
de dipolo na segunda molécula: OS DOIS DIPOLOS SE ATRAEM
Molécula
apolar
Dipolo 
instantâneo
Dipolo 
induzido
Forças Intermoleculares
Forças de London
B
Molécula
δ+ δ
-
δ+δ
+δ- δ-
Dipolo 
A A B
� A força de London depende:
- do número de elétrons;
- do tamanho da molécula;
- da forma da molécula.
Molécula
apolar
Dipolo 
instantâneo
Dipolo 
induzido
9 F ; 17 Cl ; 35 Br ; 53 I
Forças Intermoleculares
Forças de London
� A medida que o raio atômico aumenta (aumento do nº de
elétrons) as forças de London são mais fortes. Isso explica que: à
temperatura ambiente o flúor e o cloro são gases, o bromo é líquido
e o iodo é sólido.
Forças Íon-Dipolo
� A hidratação é um exemplo de uma interação Íon-Dipolo;
� Um íon em água tem um certo número de moléculas de
água a ele ligadas. A ligação de moléculas de água a
partículas solúveis, especialmente íons, é chamada de
hidratação;
Forças Intermoleculares
35
� A carga parcial negativa do átomo de O é atraída pelo
cátion e as cargas parciais positivas dos átomos H são
repelidas;
Forças Íon-Dipolo
São fortes para:
Íons pequenos com cagas elevadas
Forças Intermoleculares
36
Consequentemente, os cátions pequenos com carga 
elevada formam, frequentemente, compostos hidratados
� As ligações de H se estabelecem entre átomos pequenos
e eletronegativos (N , O e F) e o átomo de H. A ligação entre
(N , O e F) e o H fica muito polarizada.
H
H
δ+
δ+ δ
+
δ+
Ligações de Hidrogênio 
Forças Intermoleculares
O
H
HH
O
O H
δ+
δ-
δ+
δ+ δ+
δ- δ-
� Um átomo de H fica entre dois átomos pequenos,
fortemente eletronegativos, que têm pares isolados de
elétrons, principalmente N, O ou F;
� Comumente, uma das moléculas deve de ter um grupo
Ligações de Hidrogênio 
Forças Intermoleculares
� Comumente, uma das moléculas deve de ter um grupo
O-H, N-H ou H-F, que cede o átomo de H, e, a outra, um
átomo O, N ou F que cede o par isolado de elétrons.
� Um exemplo importante da manisfestação das ligações
de hidrogênio é a elevação dos pontos de fusão e ebulição
nas espécies moleculares que apresentam essas
interações.
Ligações de Hidrogênio 
Forças Intermoleculares
� É o tipo mais forte de força intermolecular (cerca de 10%
da energia de uma ligação covalente típica).
Referências Bibliográficas:
[1]. P. Atkins, L. Jones, Princípios de Química, 3ª edição, Editora Bookman,
Porto alegre, 2006.
[2]. M. Mahan, Química um curso universitário, 4ª edição, Editora Edgard
Blüncher LTDA.
40
[3]. RUSSEL, J. B., Química Geral - Volume 1, 2ª Edição, Editora Makron
Books, São Paulo, 1994.