Geometria Molecular

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Química Geral 
Prof. Dr. Márcio Marques Martins 
Unidade 4 – Geometria Molecular 
http://digichem.org 
 
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O método para determinar a 
orientação mais estável dos pares 
eletrônicos ao redor de um átomo 
central numa molécula e, a partir 
disto, a geometria da molécula é 
denominada repulsão entre os pares 
eletrônicos da camada de valência ou 
método VSEPR(pronunciar vesper). 
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As suposições por trás desta teoria são: 
1. Os pares eletrônicos da camada de valência do átomo central numa molécula ou num 
íon poliatômico tendem a se orientar de forma que sua energia total seja mínima. 
 
Isto significa que eles ficam tão próximos quanto possível do núcleo e ao mesmo tempo 
ficam o mais afastado possível entre si, a fim de minimizar as repulsões intereletrônicas. 
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2. A magnitude na repulsão entre pares depende do fato dos pares 
eletrônicos realizarem ligação ou não. Pares ligantes se repelem com 
força mínima, pares não-ligantes com força máxima. 
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OBS.: Pares isolados ocupam mais espaço do que pares 
compartilhados, por isso eles oferecem maior repulsão em relação 
aos pares compartilhados (ou ligantes). 
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3. Quanto maior o ângulo formado entre dois pares de 
elétrons, menor a repulsão entre eles. Assim sendo, a 
força de repulsão cresce seguindo a ordem representada 
a seguir: 
180o 
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4. Cada número de coordenação possui uma geometria específica que possui ângulos 
entre os pares de elétrons que minimizam a repulsão eletrostática, normalmente por 
causa da simetria. 
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5. Usando argumentos baseados nas premissas anteriores e argumentos geométricos e 
de simetria, as geometrias de pares eletrônicos abaixo são as que encontramos nas 
moléculas mais frequentemente: 
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No exemplo abaixo, temos duas possibilidades de arranjo de pares eletrônicos para uma 
molécula do tipo AX4E. 
 
Na opção (a), o Par Isolado (E) repele 3 Pares Compartilhados (X) (força de repulsão 
média) a 900 (pior ângulo). 
 
Na opção (b), o Par Isolado repele 2 Pares Compartilhados a 900 . 
 
Vence a geometria que tem menor quantidade de repulsões, ou seja, a opção (b). 
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No exemplo abaixo, uma molécula do tipo AX3E2. 
 
Os 2 Pares Isolados (E) repelem 1 Par Compartilhado (X) (força de repulsão média) a 1200 
(ângulo de média repulsão) e repelem dois Pares Compartilhados a 90 de forma 
simétrica. 
 
O PC (X) superior repele os 2 PI (E) para baixo enquanto que o X inferior repele o E para 
cima com igual intensidade, gerando uma anulação de repulsões. 
X 
X 
X 
E 
E 
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No exemplo abaixo, uma molécula do tipo AX4E2. 
 
Não existe nenhuma outra opção que atenda a critérios de simetria e/ou minimização de 
repulsões eletrônicas a não ser a apresentada na figura. 
 
Os dois PI são posicionados em oposição vertical. 
 
Cada um deles gera quatro repulsões PI-PC a 900, as quais são anuladas pelas quatro 
repulsões do par isolado oposto. 
 
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Realize os cálculos necessários e utilize as tabelas de geometria para: 
(a) Classificar a geometria eletrônica da molécula usando a notação AXmEn. 
(b) Desconsiderando os pares compartilhados, classifique a geometria molecular. 
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(A) AX2 (linear, linear); 
(B) AX3 (trigonal planar, trigonal planar); 
(C) AX4 (tetraédrica, tetraédrica); 
(D) AX3E (tetraédrica, piramidal); 
(E) AX2E2 (tetraédrica, angular) ; 
(F) AXE3 (tetraédrica, linear); 
(G) AX5 (bipiramidal trigonal, bipiramidal trigonal); 
(H) AX4E (bipiramidal trigonal, gangorra); 
(I) AX3E2 (bipiramidal trigonal, forma-T); 
(J) AX2E3 (bipiramidal trigonal, linear); 
(K) AX6 (cotaédrica,octaédrica); 
(L) AX5E (octaédrica, pirâmide de base quadrada); 
(M) AX4E2 (octaédrica,quadrática) 
 
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A Teoria da Ligação de Valência (Heitler, London, Slater, Pauling – 
1920), é um modelo mecânico-quântico que considera que os 
elétrons de diferentes átomos são descritos por funções de onda 
(orbitais atômicos), as quais após combinação linear formam 
novas funções de onda (orbitais moleculares híbridos). 
 
O método é matemático e bastante complexo, mas permite prever 
comprimentos e ângulos de ligação com grande precisão. 
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Molécula H2: Dois átomos de H se aproximam e seus orbitais 
atômicos vão se combinar e formar um novo orbital atômico 
híbrido, que contém características dos dois orbitais que o 
formaram. 
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Molécula H2: Antes da hibridização dos orbitais atômicos, a 
densidade eletrônica entre os dois átomos é nula. Após, a 
densidade eletrônica entre os núcleos é máxima (indicando a 
formação da ligação química). 
2 tipos possíveis de combinações de orbitais atômicos: s e p 
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Ligações do tipo s 
H2 HF F2 
A superposição de orbitais do tipo s resultam em uma distribuição 
eletrônica ao longo do eixo que passa entre os dois núcleos. 
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Ligações do tipo p 
N2 
O N tem distribuição eletrônica 2s22p3 , no entanto 
apenas um dos OA 2p pode fazer superposição frontal do 
tipo s. 
 
Os outros dois OA 2p só podem fazer superposição 
lateral, a qual resulta em uma ligação do tipo p. 
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Ligações do tipo p 
N2 
A ligação s e as duas ligações p formam uma 
espécie de cilindro eletrônico em torno dos 
dois núcleos de N. 
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Sobram 2 AO 2p “puros” 
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A hibridização sp sempre produz 2 OAH com geometria linear. 
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2 OAH sp (1 preenchido e 
1 semi-preenchido) 2 OA p “puros”, responsáveis pelas ligações p. 
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4 OAH sp3 
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Hibridização sp3d 
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Hibridização sp3d2 
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