GEOMETRIA MOLECULAR

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QUÍMICA GERAL – PROF. JACKSON NUNES 
GEOMETRIA MOLECULAR 
13. GEOMETRIA MOLECULAR 
 As moléculas têm formas espaciais e tamanhos definidos pelos ângulos e pelas distâncias entre os 
núcleos de seus átomos constituintes. A forma e o tamanho de uma molécula, com a força e a polaridade de 
suas ligações, determinam enormemente as propriedades daquela substância. 
 
13.1. FORMAS ESPACIAIS MOLECULARES 
 Usamos estruturas de Lewis para explicar as fórmulas dos compostos covalentes, entretanto elas não 
indicam as fórmulas espaciais das moléculas, elas simplesmente mostram o número e os tipos de ligações 
entre os átomos. Por exemplo, para o CCl4, a estrutura de Lewis nos diz apenas que quatro átomos de Cl 
estão ligados ao átomo de carbono central, no mesmo plano. Na realidade, a disposição tridimensional 
mostra que os átomos de Cl apontam na direção dos vértices de um tetraedro. A forma espacial como um 
todo de uma molécula é determinada por seus ângulos de ligação, formados pelas linhas que unem os 
núcleos dos átomos na molécula. Os ângulos de ligação, junto com o comprimento de ligação, definem de 
maneira exata a forma espacial e o tamanho da molécula. 
 No CCl4, os ângulos de ligação são definidos movendo-se ao longo de uma ligação de um Cl com C e 
ao longo de uma ligação com outro Cl. Os seis ângulos de ligação Cl-C-Cl tem o mesmo valor (109,5°). 
Além disso, as quatro ligações C-Cl tem o mesmo comprimento (1,78 Ᾰ). As formas espaciais do tipo ABn, 
tem um único átomo central ligado a dois ou mais átomos do mesmo tipo. 
 As possíveis formas espaciais de moléculas do tipo ABn, dependem do valor de n. Para determinado 
valor de n, apenas algumas formas espaciais gerais são observadas. Moléculas do tipo AB2 como a H2O e o 
CO2 devem ser linear ou angular. 
 
 
 
 
Para moléculas do tipo AB3, as duas formas espaciais mais comuns colocam os átomos B nos 
vértices de um triângulo eqüilátero (trigonal plana). Se o átomo A se localiza acima do plano dos átomos B, a 
forma espacial é chamada piramidal trigonal (NF3 – um par de e- livres no nitrogênio). Outra forma não 
muito comum é a T (ClF3 – exceção à regra do octeto). 
 
 
 
 
 
 
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13.2. O MODELO RPENV (REPULSÃO DOS PARES DE ELÉTRONS NO NÍVEL DE VALÊNCIA) 
Um par ligante de elétrons define uma região no espaço, na qual é mais provável que os elétrons 
sejam encontrados. Essas regiões são chamadas de domínios de elétrons. Igualmente um par não-ligante (ou 
par solitário) de elétrons define um domínio de elétrons localizado em certo átomo. 
Cada ligação múltipla em uma molécula também constitui um domínio único de elétron. Em geral, 
um domínio de elétron consiste em um par não-ligante, uma ligação simples ou uma ligação múltipla. Uma 
vez que os domínios de elétrons são carregados negativamente, eles se repelem e os domínios de elétrons 
tentam ficar fora do caminho do outro. A melhor disposição de determinado número de domínios de elétrons 
é a que minimiza as repulsões entre eles. Essa idéia simples é a base do modelo RPENV. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
As diferentes formas espaciais das moléculas ou íons do tipo ABn dependem dos domínios de 
elétrons rodeando o átomo central A. 
Importante: A forma espacial molecular descreve a distribuição dos átomos, não a distribuição dos domínios 
de elétrons. 
A distribuição dos domínios de elétrons ao redor do átomo central de uma molécula ou íon do tipo 
ABn é chamada arranjo. A geometria molecular é a distribuição dos átomos no espaço. No modelo RPENV, 
determinanos a geometria molecular de uma molécula ou íon a partir de seu arranjo. 
 
13.3. O EFEITO DOS ELÉTRONS NÃO-LIGANTES E LIGAÇÕES MÚLTIPLAS NOS ÂNGULOS DE 
LIGAÇÃO 
Um par de elétrons ligante é atraído por ambos os núcleos dos átomos ligados. Em contrapartida um 
par não-ligante é atraído basicamente por um único núcleo. Uma vez que um par não-ligante sofre menos 
atração nuclear, seus domínios de elétrons estão mais espalhados no espaço do que o de um par ligante. 
 
 
 
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Ligações múltiplas contém maior densidade de carga eletrônica que ligações simples, de forma que 
ligações múltiplas também representam domínios de elétrons maiores. Em geral, o domínio de elétrons para 
ligações múltiplas exercem força repulsiva maior nos domínios de elétrons que as ligações simples. 
Ex: 
 
 
 
13.4. MOLÉCULAS COM NÍVEIS DE VALÊNCIA EXPANDIDOS 
Quando o átomo central de uma molécula é do terceiro período e seguintes da tabela periódica, ele 
pode ter mais de quatro pares de elétrons a seu redor. As moléculas com cinco ou seis domínios de elétrons 
ao redor do átomo central exibem variedades de geometrias moleculares baseadas na bipirâmide trigonal (5 
domínios de elétrons) ou na octaédrica (seis domínios de elétrons). 
O arranjo mais estável para cinco domínios de elétrons é a bipirâmide 
trigonal. Seus domínios podem apontar em direção a dois tipos distintos de 
posição. Duas posições são chamadas posições axiais, e as três posições 
restantes são chamadas posições equatorias. Quando apontado em direção a 
uma posição axial, o domínio de elétron está situado a 90° das três posições 
equatoriais. Em posição equatorial, um domínio de elétron está situado a 120° 
das outras duas posições equatoriais e a 90° das duas posições axiais. 
A posição que minimiza a repulsão entre os domínios de elétrons é a que o par não-ligante ocupará. 
No caso da bipirâmide, a posição equatorial é preferida porque as repulsões são menores a 120° do que a 90° 
(axial). 
O arranjo mais estável para 6 domínios de elétrons é o octaedro (poliedro com 6 vértices e 8 faces). 
Quando um átomo tem 5 domínios de elétrons ligantes e 1 não-ligante, o domínio não ligante é colocado 
apontando em direção a qualquer um dos 6 vértices do octaedro. O resultado é sempre uma geometria 
molecular piramidal quadrática. Entretanto, quando existem dois domínios de elétrons não-ligantes, suas 
repulsões são minimizadas quando eles estão apontando para vértices opostos do octaedro produzindo uma 
geometria quadrática plana. 
C O
Cl
Cl
111.4o
124.3o
 
 
 
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13.5. FORMA ESPACIAL MOLECULAR E POLARIDADE MOLECULAR 
Polaridade da ligação é uma medida de quão igualmente os elétrons em certa ligação são compartilhados 
entre os dois átomos da ligação: à medida que a diferença na eletronegatividade entre os dois átomos 
aumenta, aumenta também a polaridade. 
 
 
 
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O momento de dipolo é uma medida quantitativa da separação de carga da molécula. 
Para uma molécula com mais de dois átomos, o momento de dipolo depende tanto das polaridades 
das ligações individuais quanto da geometria da molécula. O momento de dipolo total é a soma de seus 
dipolos de ligação. 
Moléculas com µ = 0 são APOLARES enquanto moléculas com µ ≠ 0 são POLARES. 
Moléculas tipo ABn, em que o átomo central está rodeado simetricamente por átomos idênticos 
(linear, trigonal plana, tetraédrica, bipiramidal trigonal e octaédrica) devem resultar moléculas apolares 
mesmo que as ligações individuais sejam polares. As moléculas possuem formas espaciais e tamanhos 
definidos pelos ângulos e pelas distâncias entre os núcleos de seus átomos constituintes. A forma e o 
tamanho de uma molécula, com a força e a polaridade de suas ligações, são fatores determinantes das suas 
propriedades. 
 
FORÇAS INTERMOLECULARES 
 
 
Em condições ambientes, os compostos iônicos são sólidos, devido às forças elétricas de atração 
existente entre seus cátionse ânions. Do mesmo modo, os metais são quase todos sólidos, devido a forte 
união que a ligação metálica exerce sobre seus átomos. 
No entanto, existem substâncias de massas moleculares próximas, mas que tem propriedades físicas 
muito diferentes; isso prova que entre as moléculas podem existir forças de intensidades maiores ou menores 
que acabam influindo nas propriedades das substâncias. São exatamente essas forças ou ligações entre as 
moléculas que são chamadas de forças intermoleculares. 
As forças intermoleculares podem ser de quatro tipos: íon-dipolo, dipolo-dipolo, forças de dispersão 
de London e ligação de hidrogênio. 
 
ÍON-DIPOLO 
 
Força existente entre um íon e a carga parcial em certo 
lado de uma molécula polar, que possui um lado positivo e outro 
negativo. Os íons positivos são atraídos pelo lado negativo de um 
dipolo e os íons negativos sofrem atração pelo lado positivo da 
molécula. É a mais forte de todas as forças intermoleculares. 
 
 
DIPOLO-DIPOLO 
 
Ocorre entre moléculas polares neutras que se atraem 
quando o lado positivo de uma está próximo ao lado negativo de 
outra. São efetivas somente quando moléculas polares estão 
muito próximas e geralmente são mais fracas que as forças íon-
dipolo. 
 
Ex.: 
 
 
 
 
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FORÇAS DE DISPERSÃO DE LONDON 
 
São atrações entre dipolos instantâneos em moléculas vizinhas. Agem geralmente entre moléculas 
apolares, que não possuem dipolo permanente. São forças de caráter fraco e acontecem de forma 
momentânea, ou seja, em um determinado momento as atrações eletrostáticas entre os átomos da molécula 
formam um dipolo instantâneo. Moléculas volumosas que têm muitos elétrons são mais polarizáveis 
(facilidade de deformar a nuvem eletrônica) que as pequenas, com poucos elétrons. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
LIGAÇÃO DE HIDROGÊNIO 
 
É um tipo especial de atração intermolecular 
entre um átomo de hidrogênio em uma ligação polar 
(particularmente uma ligação H-F, H-O ou H-N) e um 
par de elétrons não compartilhado em um íon ou 
átomo pequeno e eletronegativo que esteja próximo 
(geralmente, um átomo de F, O ou N em outra 
molécula). 
A água apresenta alto ponto de ebulição, 
indicando que as forças intermoleculares são fortes de 
maneira incomum. 
Uma das mais notáveis conseqüências da ligação de hidrogênio é encontrada quando as densidades do 
gelo e da água são comparadas. Em muitas substâncias as moléculas no sólido são mais densamente 
empacotadas do que no líquido. Assim, a fase sólida é mais densa que a fase líquida. Contrariamente, a 
densidade do gelo a 0°C (0,917 g/ml) é menor que a da água líquida (1,00 g/ml), de forma que o gelo flutua 
na água líquida. 
A menor densidade do gelo comparada com a da água, pode ser entendida em termos das interações de 
ligação de hidrogênio entre as moléculas de água. No estado líquido, cada molécula de água sofre variações 
contínuas de interações com seus visinhos. A ligação de hidrogênio é uma componente principal dessas 
interações. As moléculas estão tão próximas quanto possível, mesmo que seus movimentos térmicos 
mantenham-nas em constante movimento. Entretanto, quando a água congela, as moléculas assumem o 
arranjo aberto e ordenado como mostrado na figura abaixo. Esse arranjo otimiza as interações de ligação de 
hidrogênio entre as moléculas, mas ele cria uma estrutura menos densa para o gelo se comparada com a da 
água. Uma determinada massa de gelo ocupa maior volume que a mesma massa de água líquida. 
 
 
 
 
 
 
 
 
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