Química Geral - Arranjo e Geometria Molecular

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Aula 4
Geometria molecular:
Teoria de repulsão dos pares eletrônicos
• A teoria VSEPR (valence shell electron pair repulsion, 
Ron Gillespie 1957) se baseia em um simples argumento 
de que a forma adotada pela molécula será aquela em que 
a repulsão dos grupos eletrônicos seja mínima.
• A geometria molecular é determinada pela distribuição 
espacial dos pares de elétrons em torno do átomo central, - 
ligantes ou isolados - que exercem repulsão sobre as 
ligações, alterando os seus ângulos.
Geometria molecular
Geometria molecular
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 em torno do 
átomo central do que um par de elétrons ligante. 
3. A presença de pares de elétrons isolados provoca distorções 
nos ângulos de ligação da molécula. 
4. A magnitude das repulsões entre os pares de elétrons ligantes 
depende da diferença de eletronegatividades entre o átomo 
central e os demais átomos.
5. Ligações duplas repelem-se mais intensamente que ligações 
simples, e ligações triplas provocam maior repulsão do que 
ligações duplas.
O modelo VSEPR
• O ângulo da ligação é aquele formado entre o átomo 
central e dois átomos terminais e pode sofrer desvios;
• A repulsão diminui com o aumento do ângulo entre os 
pares na ordem 90o > 120o > 180o 
O modelo VSEPR
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 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 moleculeto 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-
• Número de domínios de elétrons: representa os 
grupos de elétrons localizados ao redor de um 
átomo central - o número total de pares de elétrons 
(ligantes ou isolados) ao redor do átomo central. 
• O número de domínios fornece a orientação no 
espaço dos pares eletrônicos da camada de valência 
(geometria eletrônica).
Número de domínios e orientação dos 
pares eletrônicos
Geometria Molecular = Linear
Geometria: 2 grupos de elétrons
No cloreto de Berílio gasoso o átomo central não tem um 
octeto de elétrons, elétron deficiente. 
O dióxido de carbono também tem a mesma geometria.
Geometria Molecular Linear AB2
Geometria comum aos elementos do grupo IIA.
Geometria: 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 - AB3
Todos os elementos do grupo (IIIA) assumem geometria trigonal Plana.
AB3 trifluoreto de boro AB3 íon nitrato
Os ângulos das ligações são os ângulos ideais (120o) pois as três ligações são 
idênticas;
• Grupos de elétrons nas ligações múltiplas se repelem mais 
do que os grupos de elétrons nas ligações simples.
 O efeito dos pares isolado nos ângulos 
de ligação
As ligações não são idênticas 
fazendo com que os ângulos das 
ligações sejam ligeiramente 
diferentes do ideal.
Ângulo ideal Ângulo real
• 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.
 O efeito dos pares isolado nos ângulos 
de ligação
Grupo de 
elétrons 
isolados
Grupo de 
elétrons 
ligante
Núcleos Núcleo
Geometria: 3 grupos de elétrons
• Um par isolado repele mais fortemente um par ligante do que 
os pares ligantes se repelem causando uma diminuição no 
ângulo da ligação à medida que o número de grupos de elétrons 
isoladosaumenta.
• Moléculas com três grupos (2 grupos ligantes, 1 grupo isolado): 
angular, < 120° AB2E
AB2E cloreto de estanho(II) AB2E dióxido de enxofre
• Todas as moléculas com quatro grupos de elétrons ao redor do átomo 
central adotam um arranjo tetraédrico com ângulo de ligação ideal de 
109,5o;
• 4 grupos ligantes: tetraédrica, 109.5° molécula AB4
• Máxima geometria dos elementos do 2o. período
Geometria: 4 grupos de elétrons
AB4 - Metano
• 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;
• A forte repulsão devido ao par isolado faz com que o ângulo da 
ligação seja menor que 109,5°.
Geometria: 4 grupos de elétrons
AB3E - Amônia
Grupo 
de elétrons 
isolados
• Quando a amônia aceita um próton de um ácido formando uma 
ligação coordenada, 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
Geometria: 4 grupos de elétrons
• 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; 
Geometria: 4 grupos de elétrons
AB2E2 - Água
Grupo de elétrons
isolados
Geometria: 4 grupos de elétrons
• 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:
As repulsões entre os pares segue a ordem:
(par isolado - par isolados) >> (par isolado - par ligante) >> (par ligante – par ligante)
Equatorial
Axial
Axial
• 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:
• Em geral, as repulsões equatorial-equatorial (120o) são mais fracas 
do que axial-equatorial (90o);
Geometria: 5 grupos de elétrons
AB5 - PCl5
Geometria: 5 grupos de elétrons
cloreto axial
cloreto equatorial
• Três outras formas resultam de moléculas com pares isolados;
• 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),
Geometria: 5 grupos de elétrons
AB4E - SF4
três repulsões par isolado 
- par ligante a 90o
duas repulsões par isolado 
- par ligante a 90o
• 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;
Geometria: 5 grupos de elétrons
AB3E2 - BrF3
Geometria: 5 grupos de elétrons
AB2E2 - XeF2
• Moléculas com três pares isolados nas posições equatoriais e com os 
grupos ligantes nas duas posições axiais (AB2E3), assumem uma 
geometria linear;
AB2E2 - I3-
• Todas as moléculas com seis grupos de elétrons ao redor do 
átomo central assumem um arranjo octaédrico;
• Neste arranjo, seis grupos de elétrons rodeiam o átomo central 
em cada um dos seis vértices com um ângulo de ligação ideal de 
90o;
Geometria: 6 grupos de elétrons
• Três importantes formas moleculares derivam deste arranjo.
• Com seis grupos de elétrons ligantes (molécula AB6), a 
geometria molecular é octaédrica;
Geometria: 6 grupos de elétrons
AB6 - SF6 
Geometria: 6 grupos de elétrons
• Com cinco grupos ligantes e um par isolado (molécula AB5E) a 
geometria adotada é a piramidal quadrática; 
AB5E - BrF5
Geometria: 6 grupos de elétrons
AB4E2 - XeF4
• 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;
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.
Determinando o arranjo eletrônico
Ex: Escreva a estrutura de Lewis a partir da fórmula COCl2
Lógica utilizada na determinação da geometria molecular 
Determinando o arranjo eletrônico
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
Formas de molécula grandes
• Muitas moléculas têm estruturas complexas, composta de 
muitos átomos; 
• Podemos pensar nelas como sendo uma composição de 
múltiplos átomos centrais;
• Descreve-se a forma da molécula através do arranjo ao 
redor de cada átomo central em sequência;
Tetraédrico
Angular
Formas de molécula grandes
Piramidal
trigonal
Trigonal
plana
Tetraédrico
Angular
Formas de molécula grandes
B = 3e─
O3 = 3(6e─) = 18e─
H3 = 3(1e─) = 3e─
Total = 24e─
3 Grupos de elétrons no B
B tem
3 Grupos ligantes
0 Grupo isolados
Geometria no B = Trigonal Plana
B é menos eletronegativo
B é o átomo central
oxiácido, H ligado ao O 4 Grupos de elétrons no O
O tem
2 Grupos ligantes
2 Grupo isolados
Geometria no O = Angular
H3BO3
• A partir da teoria VSEPR, podemos prever a 
forma da molécula, mas nada sabemos a respeito 
de suas propriedades e como são formadas;
• A VSEPR não nos diz nada sobre os orbitais que 
participam na formação da ligação;
• Leva em consideração apenas o átomo central;
• Falha ao tentar prever as estruturas dos compostos 
que contêm elementos de transição.
Desvantagens da teoria VSEPR
Polaridade molecular
Hexano
Polaridade molecular
Água
Polaridade molecular
um fio de água é atraído 
quando aproximamos um 
bastão de vidro carregado
um fio de hexano não é 
a t r a í d o q u a n d o 
aproximamos um bastão 
de vidro carregado
Polaridade molecular
EletrodoEletrodo
Campo desligado Campo ligado
Polaridade molecular
• Para que uma molécula seja polar deve:
1) Ter pelo menos uma ligação polar ou um par isolado no 
átomo central;
2) Ter forma assimétrica - as ligações polares não se anulam;
3) Os pares isolados não devem se anular.
Baixa densidade
eletrônica
Alta densidade
eletrônica
Ligação polar
Momento de dipolo
Polaridade molecular
A ligação O-C é polar mas os elétrons ligantes são puxados 
igualmente por ambos átomos de O resultando em uma 
molécula apolar.
Momento de dipolo
Polaridade molecular
A ligação H-O é polar. Os dois grupos de elétrons são 
puxados para o átomo de O. O resultado é uma molécula 
polar.
Momento de dipolo
Polaridade molecular
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.
Polaridade das moléculas
Polaridade molecular
•Existem dois isômeros do 1,2 - dicloroetilenoos dois têm a 
mesma fórmula molecular (C2H2Cl2), mas com diferentes 
propriedades físicas e químicas.
O isômero cis ferve 13o C acima do isômero trans.
O isômero trans tem momento de dipolo (0 D) enquanto que 
o isômero cis tem momento de dipolo (1,90 D);
Determinando a polaridade molecular
Tabela Momento de dipolo de algumas moléculas
Molécula Momento de dipolo (D) Molécula Momento de dipolo (D)
Decida sobre a polaridade
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