Geometria Molecular e Polaridade

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INSTITUTO FEDERAL DE EDUCAÇÃO, CIÊNCIA E TECNOLOGIA DE PERNAMBUCO (CAMPUS RECIFE) 
CURSO TÉCNICO EM QUÍMICA - DISCIPLINA: QUÍMICA GERAL E INORGÂNICA 
PROFESSOR: JOSÉ BRITO 
NOME:_____________________________________________________________________ DATA:___/ ___/ ___ 
 
Geometria Molecular 
 
1. Conceitos gerais 
A teoria das ligações covalentes de Lewis foi muito 
importante para o desenvolvimento da Química. No 
entanto, essa teoria não explicava a disposição (arrumação) 
dos átomos na molécula. Hoje sabemos que as moléculas 
bem simples, como H2, O2, HCl, H2O etc., são moléculas 
planas. As moléculas mais complexas, porém, são quase 
sempre tridimensionais, isto é, têm seus átomos arrumados 
em uma estrutura (formato) espacial. Assim, passou-se a 
falar em geometria molecular. Um caso bastante comum é 
o da existência de um átomo central rodeado, no espaço, por 
vários outros átomos. Uma analogia bem simples pode ser 
feita com balões, amarrados como nas figuras abaixo: 
 
Por que os balões assumem espontaneamente essas 
arrumações? Porque cada balão parece “empurrar” o balão 
vizinho de modo que, no final, todos ficam na disposição 
mais espaçada (esparramada) possível. Dizemos, também, 
que essa é a arrumação mais estável para os balões. 
Pois bem, com os átomos acontece exatamente o mesmo, 
quando formam as moléculas. A tabela abaixo dá alguns 
exemplos comuns, nos quais o átomo central ocupa o lugar 
do nó que é dado nos balões. 
 
Na terceira coluna, vemos o modelo “de preenchimento 
espacial” que indica a posição e o tamanho individual de 
cada átomo na molécula, respeitando inclusive os raios 
covalentes dos átomos e os ângulos formados entre suas 
valências. Nesse modelo se procura, portanto, representar a 
molécula da maneira mais real possível, como se fosse uma 
fotografia da própria molécula. 
A questão da geometria das moléculas pode dar origem a 
casos interessantes. Por exemplo: embora exista a 
substância PCl5, como vimos no esquema anterior, não 
existe a substância análoga PI5, pois o átomo de iodo é muito 
maior que o átomo de cloro, de modo que “não há espaço” 
para se colocar cinco átomos de iodo ao redor de um único 
átomo de fósforo. Diz-se, então, que a molécula de PI5 não 
pode existir por impedimento espacial. 
2. Moléculas com pares eletrônicos ligantes e não-
ligantes 
Sabemos que a ligação covalente é a que ocorre pelo 
compartilhamento de pares eletrônicos nas camadas de 
valência dos átomos. Esses pares são chamados de pares 
eletrônicos ligantes. Por exemplo, no CH4 temos quatro 
pares ligantes: 
 
Em muitos casos sobram, na camada de valência, pares de 
elétrons que não participam de ligação alguma, sendo 
chamados, por isso, de pares eletrônicos livres ou de pares 
não-ligantes. Observe os exemplos do NH3 e do H2O: 
 
3. Teoria da repulsão dos pares eletrônicos da 
camada de valência 
Esta teoria foi desenvolvida pelo cientista Ronald J. Gillespie 
e é também conhecida pela sigla VSEPR (do inglês Valence 
Shell Electron Pair Repulsion). Em linhas gerais, esta teoria 
afirma que: 
Ao redor do átomo central, os pares eletrônicos ligantes e 
os não-ligantes se repelem, tendendo a ficar tão afastados 
quanto possível. 
Com esse afastamento máximo, a repulsão entre os pares 
eletrônicos será mínima e, portanto, a estabilidade da 
molécula, como um todo, será máxima. 
Essa teoria explica as estruturas espaciais do CH4, PCl5 e SF6, 
vistas na tabela ao lado. E explica também a estrutura de 
muitas outras moléculas, como, por exemplo, as de NH3 e de 
H2O. Nesses casos, admite-se que os pares eletrônicos livres 
(não-ligantes) ocupam posições no espaço. Assim, temos as 
seguintes estruturas: 
 
Exercícios 
1. (Unifor-CE) Considerando-se as ligações entre os átomos 
e a geometria molecular da amônia, conclui-se que a fórmula 
estrutural dessa substância é: 
 
2. (Vunesp) A partir das configurações eletrônicas dos 
átomos constituintes e das estruturas de Lewis: 
a) Determine as fórmulas dos compostos mais simples que 
se formam entre os elementos (números atômicos: H = 1; C 
= 6; P = 15): 
I.hidrogênio e carbono; 
II.hidrogênio e fósforo. 
b) Qual é a geometria de cada uma das moléculas formadas, 
considerando-se o número de pares de elétrons? 
3. (UnB-DF) Analisando as estruturas eletrônicas das 
moléculas representadas abaixo e usando a teoria da 
repulsão entre os pares de elétrons da camada de valência, 
quais são as respostas corretas? 
 
a) A molécula BeH2 tem geometria idêntica à da água 
(geometria angular). 
b) A molécula BF3 é trigonal planar. 
c) A molécula de SiH4 tem ângulos de ligação de 90°. 
 
d) A molécula PCl5 tem geometria bipiramidal triangular. 
e) A geometria da molécula de SF6 é hexagonal. 
4. (UFRGS-RS) O modelo de repulsão dos pares de elétrons 
da camada de valência estabelece que a configuração 
eletrônica dos elementos que constituem uma molécula é 
responsável pela sua geometria molecular. Observe as duas 
colunas a seguir: 
Geometria molecular Moléculas 
1. linear A. SO3 
2. quadrada B. NH3 
3. trigonal plana C. CO2 
4. angular D. SO2 
5. pirâmide trigonal 
6. bipirâmide trigonal 
A alternativa que traz a relação correta entre as moléculas e 
a respectiva geometria é: 
a) 5A - 3B - 1C - 4D d) 5A - 3B - 2C - 1D 
b) 3A - 5B - 4C - 6D e) 2A - 3B - 1C - 6D 
c) 3A - 5B - 1C - 4D 
5. (Vunesp) Representar as estruturas de Lewis e descrever 
a geometria de NO2-, NO3- e NH3. Para a resolução, 
considerar as cargas dos íons localizadas nos seus átomos 
centrais (números atômicos: N = 7; O = 8; H = 1). 
6. (Uepi) Observe as colunas abaixo. 
I. SO3 A. Tetraédrica 
II. PCl5 B. Linear 
III. H2O C. Angular 
IV. NH4+ D. Trigonal planar 
V. CO2 E. Bipirâmide trigonal 
Qual das alternativas traz a relação correta entre a espécie 
química e a respectiva geometria? 
a) IIA, VB, IIIC, ID, IVE d) IVA, IIIB, VC, ID, IIE 
b) IVA, VB, IIIC, ID, IIE e) IVA, VB, IIIC, IID, IE 
c) IIA, IIIB, VC, ID, IVE 
6. (Ufes) A molécula da água tem geometria molecular 
angular, e o ângulo formado é de ± 104°, e não ± 109°, como 
previsto. Essa diferença se deve: 
a) aos dois pares de elétrons não-ligantes no átomo de 
oxigênio. 
b) à repulsão entre os átomos de hidrogênio, muito 
próximos. 
c) à atração entre os átomos de hidrogênio, muito próximos. 
d) ao tamanho do átomo de oxigênio. 
e) ao tamanho do átomo de hidrogênio. 
 
Eletronegatividade/polaridade das ligações e das moléculas 
 
1. Conceitos gerais 
Já vimos que uma ligação covalente significa o 
compartilhamento de um par eletrônico entre dois átomos: 
 
Quando os dois átomos são diferentes, no entanto, é comum 
um deles atrair o par eletrônico compartilhado para o seu 
lado. É o que acontece, por exemplo, na molécula HCl: 
 
O cloro atrai o par eletrônico compartilhado para si. Nesse 
caso, dizemos que o cloro é mais eletronegativo que o 
hidrogênio e que a ligação covalente está polarizada, ou 
seja, é uma ligação covalente polar. É comum representar-
se esse fato também da seguinte maneira: 
 
Nesta representação, a flecha cortada indica o sentido de 
deslocamento do par eletrônico; o sinal δ- representa a 
região da molécula com maior densidade eletrônica, e o sinal 
δ+, a região com menor densidade eletrônica. A molécula se 
comporta então como um dipolo elétrico1, apresentando o 
que se convencionou chamar de cargas parciais — positiva 
(δ+) e negativa (δ-). A maior densidade eletrônica ao redor 
do cloro é também representada espacialmente,como na 
figura. Evidentemente, quando os dois átomos são iguais, 
como acontece nas moléculas H2 e Cl2, não há razão para um 
átomo atrair o par eletrônico mais do que o outro. Teremos, 
então, uma ligação covalente apolar. Consequentemente, 
podemos definir: 
Eletronegatividade é a capacidade que um átomo tem de 
atrair para si o par eletrônico que ele compartilha com outro 
átomo em uma ligação covalente. 
Baseando-se em medidas experimentais, o cientista Linus 
Pauling criou uma escala de eletronegatividade, que 
representamos a seguir num esquema da Tabela Periódica 
(esses valores não têm unidades): 
 
 
1 Sistema constituído por duas cargas elétricas puntiformes de mesmo 
valor, mas de sinais opostos, à pequena distância uma da outra. 
Os elementos mais eletronegativos são os halogênios 
(especialmente o flúor, com eletronegatividade igual a 4,0), 
o oxigênio (3,5) e o nitrogênio (3,0). Os elementos das 
colunas B da Tabela Periódica têm eletronegatividades que 
variam de 1,2 (eletronegatividade do Y-ítrio) a 2,4 
(eletronegatividade do Au-ouro). É interessante também 
notar que a eletronegatividade de cada elemento químico 
está relacionada com seu potencial de ionização e sua 
eletroafinidade (ou afinidade eletrônica). 
Consequentemente, a eletronegatividade é também uma 
propriedade periódica, como podemos ver no gráfico 
abaixo: 
 
No esquema dado ao lado, 
as setas indicam o aumento 
da eletronegatividade dos 
elementos (e a parte mais 
escura indica a localização dos elementos de maior 
eletronegatividade). 
Podemos ainda dizer que, no sentido oposto das setas 
indicadas nesse esquema, a eletropositividade dos 
elementos aumenta, atingindo seu máximo nos metais 
alcalinos, que estão situados na coluna 1A. Observe que os 
gases nobres foram excluídos, porque não apresentam nem 
caráter negativo nem caráter positivo. 
2. Ligações apolares e ligações polares 
Uma decorrência importante do estudo da 
eletronegatividade dos elementos é que, em função da 
diferença de eletronegatividade (∆) entre os átomos 
envolvidos, podemos classificar as ligações covalentes como: 
• Ligações apolares: são as que apresentam diferença de 
eletronegatividade igual a zero (ou muito próximo de zero). 
Exemplos: 
 
• Ligações polares: são as que apresentam diferença de 
eletronegatividade diferente de zero. Exemplos: 
Note que a segunda ligação é mais polar que a primeira. 
Agora é importante salientar o seguinte: quando essa 
diferença ultrapassa o valor 1,7, a atração exercida por um 
dos átomos sobre o par eletrônico é tão grande que a 
ligação covalente se “rompe”, tornando-se uma ligação 
iônica. Exemplos: 
 
Consequentemente, podemos afirmar que existe uma 
transição gradativa entre as ligações covalentes e as iônicas, 
à proporção que o valor de ∆ aumenta. Podemos então 
construir a seguinte tabela: 
 
Aplicando essa ideia a alguns compostos ao longo da 
Classificação Periódica, temos: 
 
Como resumo geral temos, então, o seguinte esquema: 
 
3. Momento dipolar 
As moléculas polares se orientam sob a ação de um campo 
elétrico externo conforme o esquema abaixo: 
 
A capacidade de a molécula se orientar é maior ou menor 
dependendo da diferença de eletronegatividade e do 
comprimento da ligação entre os átomos. Por isso, a medida 
da polaridade das ligações é feita pelo chamado momento 
dipolar, que é representado pela letra grega µ (mi). 
Momento dipolar (µ) é o produto do módulo da carga 
elétrica parcial (δ) pela distância entre os dois extremos de 
um dipolo. 
 
O momento dipolar é medido na unidade debye (D), que 
equivale a 3,33 . 10-30 Coulomb.metro. Temos a seguir alguns 
exemplos de momentos dipolares: 
 
Na molécula, o momento 
dipolar pode ser mais 
bem representado pelo 
chamado vetor momento 
dipolar, em que a direção 
do vetor é a da reta que une os núcleos dos átomos; o 
sentido do vetor é o do átomo menos para o mais 
eletronegativo; e o módulo do vetor é igual ao valor 
numérico do momento dipolar. 
4. Moléculas polares e moléculas apolares 
Surge, agora, uma pergunta importante: quando uma 
molécula tem ligações polares, ela será obrigatoriamente 
polar? Nem sempre, como você poderá ver pelos exemplos 
seguintes. 
• A molécula BeH2 tem 
duas ligações polares, pois 
o hidrogênio é mais 
eletronegativo do que o 
berílio. No entanto, considerando que a molécula é linear, a 
atração eletrônica do hidrogênio “da esquerda”é 
contrabalançada pela atração do hidrogênio “da direita” e, 
como resultado final, teremos uma molécula não-polar (ou 
apolar). Em outras palavras, a resultante dos dois vetores é 
nula. 
• A molécula BCl3 tem três 
ligações polares. No entanto, 
a disposição dos átomos na 
molécula faz com que os três 
vetores momento dipolar se 
anulem e, como resultado, a 
molécula é apolar. 
• A molécula de água, por sua vez, tem forma de V. Somando 
os vetores momento dipolar µ1 e µ2, teremos, segundo o 
esquema abaixo, o vetor resultante (µ). Consequentemente: 
a molécula de água é polar (µ = 1,84 D); o “lado” onde estão 
os hidrogênios é o mais eletropositivo (δ+); o “lado” do 
oxigênio é o mais eletronegativo (δ-). É devido a essa 
polaridade que um filete de água que escorre de uma 
torneira pode ser desviado por um objeto eletrizado. 
 
• A molécula de 
amônia (NH3) tem a 
forma de uma 
pirâmide trigonal. 
Nessa molécula, os 
vetores momento 
dipolar também não 
se anulam e, como resultado, a molécula é polar (µ = 1,48 
D). Junto aos hidrogênios, a molécula é mais eletropositiva 
(δ+); e junto ao par eletrônico livre, ela é mais eletronegativa 
(δ-). 
• A molécula do 
tetracloreto de 
carbono (CCl4) tem 
forma de um 
tetraedro regular. 
Existem quatro 
ligações polares, mas 
os vetores se anulam; consequentemente, a molécula é 
apolar (µ = 0). No entanto, bastaria trocar, por exemplo, um 
átomo de cloro por um de hidrogênio, para que a nova 
molécula (CHCl3) fosse polar, isto é: quando os vetores 
momento dipolar não se anulam, a molécula será polar. 
Outra maneira de analisar a polaridade de uma molécula é 
comparar os números de: 
• pares eletrônicos ao redor do átomo central; 
• átomos iguais ligados ao átomo central. 
Se esses dois números forem diferentes, a molécula será 
polar. Por exemplo: 
 
É importante ainda comentar que a 
polaridade das moléculas influi nas 
propriedades das substâncias. Um 
exemplo importante é o da 
miscibilidade (ou solubilidade) das 
substâncias. A água e o álcool comum, 
que são polares, misturam-se em 
qualquer proporção. A gasolina e o 
querosene, que são apolares, também se misturam em 
qualquer proporção. Já a água (polar) e a gasolina (apolar) 
não se misturam. Daí a regra prática que diz: 
Substância polar tende a se dissolver em outra substância 
polar e substância apolar tende a se dissolver em outra 
substância apolar. Ou, de uma forma mais resumida, 
“semelhante dissolve semelhante”. 
Exercícios 
1. (UFF-RJ) Com base nas diferenças de eletronegatividade 
apresentadas no quadro abaixo, classifique as ligações 
indicadas conforme sejam iônicas, covalentes polares ou 
covalentes apolares. Justifique sua classificação. 
 
2. (Cesgranrio-RJ) Arranje, em ordem crescente de caráter 
iônico, as seguintes ligações do Si: Si-C, Si-O, Si-Mg, Si-Br. 
a) Si-Mg, Si-C, Si-Br, Si-O d) Si-C, Si-O, Si-Br, Si-Mg 
b) Si-C, Si-O, Si-Mg, Si-Br e) Si-O, Si-Br, Si-C, Si-Mg 
c) Si-C, Si-Mg, Si-O, Si-Br 
3. (UFF-RJ) A capacidade que um átomotem de atrair 
elétrons de outro átomo, quando os dois formam uma 
ligação química, é denominada eletronegatividade. Esta é 
uma das propriedades químicas consideradas no estudo da 
polaridade das ligações. Consulte a Tabela Periódica e 
aponte a opção que apresenta, corretamente, os compostos 
H2O, H2S e H2Se em ordem crescente de polaridade. 
a) H2Se < H2O < H2S d) H2O < H2Se < H2S 
b) H2S < H2Se < H2O e) H2Se < H2S < H2O 
c) H2S < H2O < H2Se 
4. (UFPE) As ligações químicas nas substâncias K(s), HCl(g), 
KCl(s) e Cl2(g), são, respectivamente: 
a) metálica, covalente polar, iônica, covalente apolar. 
b) iônica, covalente polar, metálica, covalente apolar. 
c) covalente apolar, covalente polar, metálica, covalente 
apolar. 
d) metálica, covalente apolar, iônica, covalente polar. 
e) covalente apolar, covalente polar, iônica, metálica. 
5. (Unicenp-PR) A civilização moderna, com o seu consumo 
crescente de energia, que se utiliza da queima de carvão por 
usinas termoelétricas, de combustíveis fósseis derivados do 
petróleo, como gasolina e querosene, está fazendo 
aumentar a quantidade de dióxido de carbono na atmosfera, 
causando o efeito estufa. A respeito do dióxido de carbono, 
é correto afirmar que: 
a) é uma substância polar, constituída de ligações covalentes 
polares. 
b) é uma substância apolar, constituída de ligações 
covalentes polares. 
c) é uma substância apolar, constituída de ligações 
covalentes apolares. 
d) é uma substância apolar, constituída de ligações iônicas. 
e) é uma substância polar, constituída de ligações covalentes 
apolares. 
6. (U. E. Ponta Grossa-PR) Considerando que a forma 
geométrica da molécula influi na sua polaridade, qual é a 
alternativa que contém apenas moléculas apolares? 
a) BeH2 e NH3 d) HBr e CO2 
b) BCl3 e CCl4 e) H2S e SiH4 
c) H2O e H2 
7. (Fuvest-SP) Qual das moléculas tem maior momento 
dipolar: a) H2O ou H2S?; b) CH4 ou NH3? Justifique. 
8. (Unirio-RJ) Uma substância polar tende a se dissolver em 
outra substância polar. Com base nesta regra, indique como 
será a mistura resultante após a adição de bromo (Br2) à 
mistura inicial de tetracloreto de carbono (CCl4) e água 
(H2O). 
a) Homogênea, com o bromo se dissolvendo completamente 
na mistura. 
b) Homogênea, com o bromo se dissolvendo apenas no CCl4. 
c) Homogênea, com o bromo se dissolvendo apenas na H2O. 
d) Heterogênea, com o bromo se dissolvendo 
principalmente no CCl4. 
e) Heterogênea, com o bromo se dissolvendo 
principalmente na H2O. 
9. (PUC-RS) Em relação aos elementos N, P e K, 
indispensáveis ao desenvolvimento dos vegetais, são feitas 
as seguintes afirmações: 
I. O nitrogênio é o elemento mais eletronegativo. 
II. O fósforo é um metal de transição. 
III. O potássio é um metal alcalino. 
IV. Estão localizados no mesmo período da Classificação 
Periódica. 
Pode-se afirmar que estão corretas as da alternativa: 
a) I e II c) II e III e) III e IV 
b) I e III d) II e IV 
10. (Mogi-SP) Considere os elementos A, B e C e seus 
números atômicos (A: Z = 17; B: Z = 33; C: Z = 50). 
a) Indique o número de elétrons de valência de cada 
elemento e identifique os grupos da Tabela Periódica a que 
pertencem os três elementos. 
b) Indique qual dos três elementos tem maior 
eletronegatividade. Se o elemento A se combina com o 
elemento B, qual é a fórmula molecular provável do 
composto que se forma? Justifique as respostas. 
11. (Vunesp) Linus Pauling, falecido em 1994, recebeu o 
Prêmio Nobel de Química em 1954, por seu trabalho sobre a 
natureza das ligações químicas. Através dos valores das 
eletronegatividades dos elementos químicos, calculados por 
Pauling, é possível prever se uma ligação terá caráter 
covalente ou iônico. Com base nos conceitos de 
eletronegatividade e de ligação química, pede-se: 
a) identificar dois grupos de elementos da Tabela Periódica 
que apresentam, respectivamente, as maiores e as menores 
eletronegatividades; 
b) que tipo de ligação apresentará uma substância binária, 
formada por um elemento de cada um dos dois grupos 
identificados? 
12. (Ufac) As espécies químicas a seguir apresentam, 
respectivamente, ligações: O2, NaCl, HCl e Al. 
a) covalente apolar, iônica, covalente polar e metálica. 
b) covalente apolar, covalente polar, iônica e metálica. 
c) iônica, covalente apolar, covalente polar e metálica. 
d) metálica, covalente polar, iônica e covalente apolar. 
e) covalente polar, iônica, covalente apolar e metálica. 
13. (Vunesp) Um elemento químico A, de número atômico 
11, um elemento químico B, de número atômico 8, e um 
elemento químico C, de número atômico 1, combinam-se 
formando o composto ABC. As ligações A-B e B-C, no 
composto, são, respectivamente: 
a) covalente polar, covalente apolar 
b) iônica, iônica 
c) covalente polar, covalente polar 
d) iônica, covalente polar 
e) metálica, iônica 
14. (UFRGS-RS) O momento dipolar é a medida quantitativa 
da polaridade de uma ligação. Em moléculas apolares, a 
resultante dos momentos dipolares referentes a todas as 
ligações apresenta valor igual a zero. Entre as substâncias 
covalentes abaixo 
I. CH4 II. CS2 III. HBr IV. N2 
quais as que apresentam a resultante do momento dipolar 
igual a zero? 
a) Apenas I e II d) Apenas I, II e IV 
b) Apenas II e III e) I, II, III e IV 
c) Apenas I, II e III 
Referências 
o Feltre, R. – Química – vol. 1 – 6ª ed. – São Paulo: Moderna, 
2004. 
o Reis, Martha – Química – vol. 1 – 2ª ed. – São Paulo: Ática, 
2017.