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GEOMETRIA E POLARIDADE DAS MOLÉCULAS
TEORIA DA REPULSÃO DOS PARES DE ELÉTRONS
Em uma molécula os elétrons participantes das ligações entre o elemento central e os átomos ao seu redor se localizam no espaço de maneira que a repulsão entre eles seja a mínima possível. Estas ligações são chamadas zonas de repulsão. 
IMPORTANTE: se no átomo central sobrarem par de elétrons que não participaram de nenhuma ligação, estes pares também serão considerados como uma zona de repulsão. 
Entenda por zonas de repulsão uma ligação covalente simples, dupla, tripla, dativa e par de elétrons não usados em ligação. 
Assim se houver duas zonas de repulsão e dois átomos ligados ao átomo central, os átomos irão se dispor em lados opostos do átomo central, formando um segmento de reta (linear). 
Se forem três zonas de repulsão e três átomos ligados ao átomo central, os átomos irão se dispor nos vértices de um triângulo eqüilátero, ficando no meio do triângulo o átomo central (trigonal plana). 
Se forem quatro zonas de repulsão e quatro átomos ligados ao átomo central, os átomos irão se dispor nos vértices de um tetraedro, ficando no meio do tetraedro o átomo central (tetraédrica). 
GEOMETRIA MOLECULAR
Para determinar a geometria de uma molécula siga os seguintes passos: 
1. Escreva a fórmula estrutural da substância e conte quantas zonas de repulsão existem ao redor do átomo central. 
	Exemplo 1: DIÓXIDO DE CARBONO (CO2) 
CO2 O = C = O
Observe que o carbono faz duas ligações duplas, uma com cada oxigênio, logo apresenta duas zonas de repulsão. 
2. Escolha a disposição geométrica que distribua essas zonas de repulsão, assegurando a máxima distância entre eles. 
	ZONAS DE REPULSÃO 
	DUAS
	TRÊS 
	QUATRO 
	DISTRIBUIÇÃO ESCOLHIDA 
	SEGMENTO DE RETA
	TRIÂNGULO EQUILÁTERO 
	TETRAEDRO 
	O dióxido de carbono tem duas zonas de repulsão e a disposição 
geométrica é um segmento de reta.
3. Apesar de serem as zonas de repulsão que determinam a distribuição geométrica ao redor do átomo central, a geometria molecular é uma expressão da posição relativa dos núcleos dos átomos presentes. Assim, considerando apenas os átomos unidos ao átomo central (ignorando, portanto os pares de elétrons não usados em ligações), determinamos finalmente a geometria da molécula. 
O dióxido de carbono tem duas zonas de repulsão, dois ligantes iguais, logo sua geometria é linear. O dióxido de carbono é uma molécula linear, simétrica e apolar. 
MOLÉCULAS APOLARES 
São moléculas com distribuição simétricas de suas cargas ao redor do átomo central apresentando baíxissima polaridade (apolar) praticamente insolúveis em água, uma molécula polar. Uma molécula apolar deve obedecer aos dois critérios seguintes. 
1. Ser linear ou trigonal plana ou tetraédrica. 
2. Apresentar todos os átomos ligados ao elemento central iguais. 
	Exemplo 2: METANAL (HCHO) 
HCHO 
H - C = O 
              l
               H
1. Tem três zonas de repulsão. 
2. Disposição geométrica é um triângulo equilátero. 
3. Três ligantes, sendo um diferente , molécula assimétrica,logo sua geometria é trigonal plana e a molécula é polar. 
	Exemplo 3: METANO (CH4) 
CH4 
H 
l 
H - C - H 
 l
 H
1. Tem quatro zonas de repulsão. 
2. Disposição geométrica é um tetraedro. 
3. Tem quatro ligantes iguais ao elemento central (carbono) é uma molécula simétrica, logo sua geometria é tetraédrica e a molécula é apolar. 
	Exemplo 4: AMÔNIA (NH3) 
NH3
H 
l
 - N-H 
l
 H
1. Tem quatro zonas de repulsão. O nitrogênio é do grupo 15 ou 5A tem cinco elétrons no último nível. Fez três ligações usando três elétrons e sobraram dois ou um par não ligante, que também é uma zona de repulsão. 
2. Disposição geométrica é um tetraedro. 
3. Três ligantes iguais em angulo (trigonal) e um par de elétrons não ligante (molécula assimétrica), trigonal piramidal e molécula polar.
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NÚMERO DE OXIDAÇÃO
 
O número de oxidação é uma medida da tendência dos elementos em ganhar ou perder elétrons.Quanto maior sua eletronegatividade maior é a tendência em ganhar elétrons e como conseqüência ficar com carga negativa.Quanto maior sua eletropositividade maior é a tendência em perder elétrons e como conseqüência ficar com carga positiva. 
Você vai precisar de uma tabela e saber como varia a eletronegatividade na tabela periódica.Nos grupos (vertical) cresce de baixo para cima.Nos períodos (horizontal) cresce da esquerda para a direita.Os três elementos mais eletronegativos da tabela periódica são o flúor (F), o oxigênio (O) e o nitrogênio (N). 
Exemplo 1 
No H - Cl, o cloro mais eletronegativo tende a ser um íon negativo, já o hidrogênio menos eletronegativo tem, neste caso, tendência a ser um íon positivo.
Cada par de elétrons que participa da ligação corresponde a uma carga positiva ou negativa.O cloro tem número de oxidação igual a menos um (-1). O hidrogênio tem número de oxidação igual a mais um (+1). 
Exemplo 2 
No gás hidrogênio (H2) temos a estrutura H - H, neste caso a diferença de eletronegatividade é igual a zero, logo o número de oxidação do hidrogênio neste caso é igual a zero. Por isso que as substâncias simples tem número de oxidação igual a zero. 
Exemplo 3 
Na molécula de água (H2O) temos a estrutura H - O - H, o hidrogênio menos eletronegativo vai ficar positivo e o oxigênio mais eletronegativo vai ficar negativo. Como o hidrogênio faz somente uma ligação e é o menos eletronegativo ele ficará com número de oxidação igual a mais um (+1). O oxigênio faz duas ligações sendo o mais eletronegativo ficará com número de oxidação igual a menos dois (-2). 
Exemplo 4 
O metano de fórmula CH4. No caso do CH4, o carbono é o mais eletronegativo, logo ficará negativo e o hidrogênio ficara positivo. O carbono faz quatro ligações (C - H), formando quatro pares de elétrons, logo será quatro cargas negativas. Seu número de oxidação será igual a menos quatro (-4). Cada hidrogênio faz uma ligação, formando um par de elétrons por ligação, logo terá uma carga positiva Seu número de oxidação será igual a mais um (+1). 
Exemplo 5 
Diclorometano (CH2Cl2), teremos duas ligações do tipo C - H e duas do tipo C - Cl 
Vamos analisar o C – H : O carbono é o elemento mais eletronegativo, logo ficará negativo. Como esta fazendo duas ligações com o hidrogênio, ficará com duas cargas negativas. O hidrogênio é o elemento menos eletronegativo, logo ficará positivo. Cada hidrogênio faz uma ligação, logo fica com uma carga positiva. 
Vamos analisar o C – Cl : O cloro é o elemento mais eletronegativo, logo ficará negativo. O cloro esta fazendo uma ligação com o carbono. logo tem carga igual a menos um.O carbono é o elemento menos eletronegativo, logo ficará positivo. O carbono esta fazendo duas ligações com o cloro, logo tem carga igual a mais dois. 
Análise final do carbono : O carbono tem duas cargas negativas e duas positivas, como uma negativa neutraliza uma positiva, não ficarão sobrando cargas. Este é o número de oxidação do carbono, zero. 
Exemplo 6 
Tetracloreto de carbono (CCl4), tem quatro ligações do carbono com o cloro (C - Cl). 
Vamos analisar o C – Cl : O cloro é o elemento mais eletronegativo, logo ficará negativo. O cloro esta fazendo uma ligação com o carbono. logo tem carga igual a menos um.Seu número de oxidação é igual a menos um (-1). O carbono é o elemento menos eletronegativo, logo ficará positivo. O carbono esta fazendo quatro ligações com o cloro, logo tem carga igual a mais quatro. Seu número de oxidação é igual a mais quatro (+4 ). 
Exemplo 7 
Peróxido de hidrogênio (H2O2) tem fórmula estrutural: H - O - O - H, na ligação entre o hidrogênio e o oxigênio (H - O) o hidrogênio menos eletronegativo terá número de oxidação igual a mais um (+1) e o oxigênio mais eletronegativo terá número de oxidação igual a menos um (- 1). A ligação entre os oxigênios não é considerada por que a diferença de eletronegatividade entre eles é zero. 
Observeque temos duas ligações do tipo H - O, logo teremos duas cargas negativas para dois oxigênios, ou seja cada oxigênio tem número de oxidação igual a menos um (-1) e os hidrogênios tem número de oxidação igual a mais um (+1). 
Exemplo 8 
Hidreto de sódio (NaH) o hidrogênio fará ligação iônica. O hidrogênio mais eletronegativo tende a ganhar um elétron e ficar com carga igual a menos um (-1). O sódio mais eletropositivo tende a perder um elétron e ficar com carga igual a mais um.