AULA+2 +GEOMETRIA+MOLECULAR

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Geometria Molecular 
 
 Em geral, escrevemos fórmulas estruturais planas para as substâncias 
moleculares, mas frequentemente isso não é correto. A maior parte das moléculas é 
tridimensional. Muitas moléculas possuem um átomo central, que é rodeado por 
outros átomos arrumados de modo a apresentarem a melhor acomodação possível no 
espaço e o melhor equilíbrio possível das forças elétricas e magnéticas que existem 
entre seus núcleos e elétrons. 
 
Estruturas espaciais 
 
Eletronegatividade e polaridade das ligações e das moléculas 
 Em uma ligação entre um átomo e outro, é comum um deles “puxar” o par 
eletrônico para o seu lado. 
Ex: HCl 
- o cloro atrai o par eletrônico para si, em um prejuízo para o hidrogênio. Dizemos 
que o cloro é mais eletronegativo que o hidrogênio, que a ligação está polarizada, ou 
que é uma ligação covalente polar. 
 
 H Cl 
- a flecha indica o sentido de deslocamento do par eletrônico; 
- os símbolos indicam os lados da molécula onde há menor e maior densidade 
eletrônica, respectivamente. 
 
Evidentemente, quando os dois átomos são iguais, como acontece nos 
exemplos H2 e Cl2, não há razão para um átomo atrair o par eletrônico mais que o 
outro; temos então uma ligação covalente apolar. 
 
H – H Cl – Cl 
 
 
 
 
 
Potencial de Ionização: Chama-se POTENCIAL ou ENERGIA DE IONIZAÇÃO a 
energia necessária para “arrancar” um elétron de um átomo isolado. O potencial de 
ionização aumenta na tabela periódica da seguinte maneira: 
 
* Sendo os sentidos opostos das setas a “eletropositividade”, atingindo seu máximo 
nos metais alcalinos (coluna 1ª). Os gases nobres são excluídos pois não apresentam 
nem “caráter negativo” nem “caráter positivo”. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Eletronegatividade é a capacidade que um átomo tem de atrair para si o par 
eletrônico que ele compartilha com outro átomo, numa ligação covalente. 
Oxi-Redução 
 
 As ligações entre os átomos ocorrem por transferência ou compartilhamento 
de elétrons. Assim, na formação de uma ligação iônica, um dos átomos cede 
definitivamente elétrons para o outro. 
 
Ex: Na + Cl (Na)
+
 (Cl)
-
 
- Sódio sofre uma OXIDAÇÃO (perda de elétrons) 
- Cloro sofre uma REDUÇÃO (ganho de elétrons) 
 
Ex: Fe + O (Fe)
2+
 (O)
2-
 
- O Ferro oxidou (ou, em linguagem comum, “enferrujou”) 
 
Assim, 
Cl e O são OXIDANTES (provocam oxidação) 
Na e F são REDUTORES (provocam reduções) 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Oxidação: perda de elétrons 
Redução: ganho de elétrons 
Reação de oxi-redução: quando há transferência de elétrons 
Oxidante é o elemento (ou substância) que provoca oxidações (ele próprio 
reduzindo). 
Redutor é o elemento (ou substância) que provoca reduções (ele próprio se 
oxidando). 
 
Ligação Metálica 
 
 
 
 
 
 
 
Características dos metais: 
 Brilho metálico; 
 Condutividade térmica e elétrica: os elétrons livres permitem um fluxo rápido 
de calor e eletricidade através dos metais; 
 Alto ponto de fusão; 
 Resistência à tração, isto é, às forças tendem a alongar uma barra metálica; 
 Maleabilidade: propriedade de se deixar reduzir a chapas e lâminas bastante 
finas, através do processo denominado laminação; 
 Ductibilidade: propriedade de se deixar reduzir a fios, através de trefilação. 
 
Ex: 
- aço: liga de ferro e carbono 
- aço inoxidável: além de ferro e carbono , contém também níquel e cromo 
- bronze: cobre e estanho 
- latão: cobre e zinco 
Ligas metálicas são uniões de dois ou mais metais, podendo ainda incluir 
semimetais ou não-metais, mas sempre com predominância dos elementos 
metálicos.