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Apostila de Inorgânica

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Bipiramidal Trigonal 
sp3d Forma de “T” ClF3 
5 ML2E3 Bipiramidal Trigonal 
sp3d Linear I3– 
6 ML6 Octaédrico sp3d2 Octaédrica SF6 
6 ML5E Octaédrico sp3d2 Piramidal de Base Quadrada 
BrF5 
6 ML4E2 Octaédrico sp3d2 Quadrado Planar 
XeF4 
 
Uma forma simples de compreender como funciona a teoria VSEPR é analisando 
o caso do CH4, NH3 e H2O. Na Figura 41 estão representadas as estruturas de Lewis para 
estas moléculas. Em todas as moléculas citadas o átomo central tem quatro pares de 
elétrons: no CH4 são quatro pares ligantes; no NH3 um não ligante e três ligantes e na 
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molécula de H2O são dois de cada tipo. Então, nas três moléculas, o arranjo espacial será 
tetraédrico. Este arranjo define a hibridação do tipo sp3 para todas as moléculas. A 
geometria molecular, como já foi dito, depende apenas dos átomos (ou dos pares 
ligantes), então o metano terá geometria tetraédrica, para a amônia a geometria é 
piramidal e a água terá geometria angular. 
 
Be HH
Cl
B
Cl Cl
H
C
H
H
H
N
H
H
H
S
O O
O
H
H
Cl
P
Cl
Cl
Cl
Cl
Cl
Te
Cl
Cl
Cl
I
I
I
F
Cl
F
F
S
F
F F
F
F
F
Br
F
F F
F
F
Xe
F
F F
F
Figura 40. Estruturas das moléculas citadas na Tabela 11. 
 
 A outra diferença está nos ângulos das ligações. No metano, os ângulos serão 
aqueles observados para o tetraedro: 109,47° (Figura 33). Na amônia há um par de 
elétrons não ligante, o que causará uma distorção nos demais ângulos. Como a repulsão 
do par de elétrons não ligante é maior, os demais ângulos serão menores, em torno de 
107° entre as ligações, como mostra a Figura 42. Na água a repulsão será ainda maior, 
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pois são dois os pares não ligantes. Por isso, o valor do ângulo entre as ligações da água 
será o menor observado entre estas moléculas, por volta de 104° (Figura 43). 
 
H C
H
H
H H N
H
H H O H
 
Figura 41. As estruturas de Lewis das moléculas de CH4, NH3 e H2O. 
 
N
H
H
H
Maior Repulsão
107o
 
Figura 42. A geometria da amônia e seus ângulos. 
 
O
HH
 Grande
Repulsão
Repulsão
 
Figura 43. A geometria da água e seus ângulos. 
 
 Com uma teoria de argumentos simples como a TLV e a VSEPR pode-se prever, 
partindo-se das estruturas de Lewis, a geometria molecular e a hibridação das moléculas. 
Mas isto ainda não é suficiente para compreender o comportamento de todas as 
moléculas que se conhece. O “problema” do íon nitrito, NO2–, de ter duas estruturas 
equivalentes (comentado anteriormente na página 49) é muito comum e tem grande 
importância nas propriedades destas moléculas. A Teoria da Ligação de Valência propôs 
uma primeira explicação para este fenômeno, que hoje é conhecido por ressonância. 
 
6.4 – Ressonância 
 Na Figura 44 podem ser vistas algumas moléculas que possuem mais de uma 
estrutura de Lewis equivalente. Uma só estrutura é insuficiente para descrever estas 
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moléculas, de forma que a estrutura “real” da molécula seria uma mistura de todas estas 
estruturas, uma média de todos os estados. A “média” dessas estruturas é chamada de 
estrutura de ressonância (Figura 45). A ressonância é a explicação para interessantes 
fenômenos nas moléculas. Moléculas que apresentam ressonância são mais estáveis do 
que se esperaria. Alguns exemplos são os carboxilatos, ânions e cátions vinílicos e 
substâncias aromáticas. 
 
N O
O
N O
O
C O
O
O 2
C O
O
O 2
C O
O
O 2
S O
O
S O
O
 
Figura 44. Algumas moléculas com mais de uma estrutura de Lewis. 
 
N O
O
C O
O
O 2
S O
O
 
Figura 45. Estrutura de ressonância para o nitrito, carbonato e dióxido de enxofre. 
 
Por conta deste efeito, tem-se uma última regra para a construção das estruturas 
de Lewis: considerar todas as estruturas de ressonância de uma espécie. 
 
 
 
 
 
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Exercícios 
1 – A Regra do Octeto é baseada em algumas propriedades atípicas dos elementos do 
grupo 18. Quais são estas propriedades e que relação elas têm com oito elétrons? 
 
2 – Por que os compostos iônicos não conduzem eletricidade no estado sólido, mas o 
fazem quando dissolvidos ou fundidos? 
 
3 – Os haletos de potássio apresentam os seguintes valores de solubilidade em água à 
10°C: KCl = 30g/100g de água; KBr = 60g/100g de água; KI = 135g/100g de água. 
Sabendo que todos têm a estrutura cristalina do cloreto de sódio, explique o aumento da 
solubilidade destes compostos utilizando para isso a energia do retículo cristalino. 
DADOS: Raios iônicos: K+ = 152 pm; Cl– = 167 pm; Br– = 182 pm e I– = 206 pm. 
 
4 – Defina polarizabilidade e poder polarizante. 
 
5 – Segundo as regras de Fajans, a ligação entre um cátion pequeno e um ânion grande 
será mais covalente que a ligação entre um cátion grande e um ânion grande. Explique 
este efeito. 
 
6 – Em prédios antigos onde o encanamento é de ferro a água da torneira apresenta uma 
leve coloração amarela. Se um copo com essa água for deixado em repouso, passado um 
tempo se observará um precipitado alaranjado. Baseado nestas informações, responda: 
a) Como se forma este precipitado? 
b) A água que contém este precipitado tem pH neutro? 
 
7 – Descreva como a Teoria da Ligação de Valência explica a formação de uma ligação 
covalente entre dois átomos. 
 
8 – Escreva as estruturas de Lewis para as moléculas de NH4+ e H3O+. Mostre como os 
orbitais dos átomos centrais serão hibridizados e explique que conseqüências isto trará 
para os parâmetros geométricos destes íons em relação às moléculas neutras (como 
comprimentos e ângulos de ligação). 
 
9 – Por que os elementos a partir do terceiro período da tabela periódica podem expandir 
o octeto e os do segundo período não o fazem? 
 
10 – Escreva as estruturas de Lewis para cada espécie abaixo. Escreva também as 
cargas formais para cada átomo, a hibridação do átomo central e a geometria de cada 
espécie. 
a) H2O b) SO2 c) PCl3 d) PCl5 e) BrF5 f) O3 
g) NO2– h) NO2+ i) NH3 j) CH2O k) CO2 l) I3– 
m) SO3 n) CH3+ o) ClF3 p) BH3 q) SF6 r) XeF4 
s) NO3– t) SO42– u) CO32– v) PO43– x) TeCl4 z) TeCl6 
 
11 – Identifique as moléculas do exercício 10 que apresentam ressonância e escreva 
todas as estruturas possíveis para estas moléculas. 
 
 
 
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7. Teoria dos Orbitais Moleculares 
 
 Embora a Teoria da Ligação de Valência (TLV) seja simples de se tratar, atenda 
grande parte dos compostos e explique muitas propriedades observadas para certas 
moléculas, ela falha em alguns aspectos, principalmente em compostos envolvendo 
átomos de metais. Deixando de lado os compostos de coordenação, uma falha mais 
conhecida da TLV está na descrição da molécula de oxigênio.a Segundo a TLV, a 
molécula de gás oxigênio tem todos os seus elétrons emparelhados, o que caracteriza 
uma substância diamagnética. Isto entra em conflito com sua medida experimental, onde 
se verifica que o O2 é uma molécula paramagnética. Mas, felizmente, a descrição da 
ligação química não é restrita à TLV. 
 Enquanto Pauling, Slater e Wheland desenvolveram as bases matemáticas e 
mostraram aplicações da TLV, Mülliken, Hund e Hückel buscaram uma descrição quântica 
diferente da ligação química. O pensamento fundamental aqui é que os elétrons de uma 
molécula estão sob ação de todos os núcleos dos átomos que formam tal molécula. Os 
elétrons estariam deslocalizados por todo espaço molecular. Para isso os orbitais 
atômicos também devem estar deslocalizados por toda a molécula. Uma descrição deste 
tipo para a ligação química

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