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GEOMETRIA MOLECULAR
A teoria mais aceita e usada atualmente que prevê de maneira mais simples a geometria de cada molécula é o modelo da repulsão de pares de elétrons na camada de valência (RPECV) ou VSEPR (do inglês, valence shell eléctron repulsion). Este modelo, relativamente preciso, foi desenvolvido pelo cientista inglês Ronald James Gillespie, partindo do modelo de ligação covalente.
Segundo esse modelo, os pares de elétrons da camada de valência de um átomo devem se distanciar o máximo possível um dos outros. Há uma força de repulsão entre eles.
Cada par eletrônico costuma ser representado por uma nuvem eletrônica ovalada, conforme a figura abaixo, que fica ao redor do átomo central. Essa nuvem pode corresponder também a:
O modo como essas nuvens ficam distantes umas das outras, organizando-se no espaço, pode ser entendida quando fazemos uma analogia com balões, conforme a figura abaixo:
A 1ª situação é igual à geometria linear; a 2ª, à geometria angular e a 3ª, à geometria tetrédrica.
 
Assim, baseando nessa teoria, temos as seguintes geometrias moleculares possíveis:
 
1.      Molécula com dois átomos: como não possui um átomo central, será geometria linear.
                Exemplo:
2.      Molécula com três átomos: Pode ser geometria linear ou angular.
 
2.1.Linear: Quando o átomo central não possui par de elétrons emparelhados disponíveis.
       Exemplo:
2.2. Angular: Quando o átomo central possui par de elétrons emparelhados disponíveis.
Exemplo: H2O
           3. Molécula com quatro átomos:
3.1 Trigonal plana ou triangular: Quando o átomo central não possui par de elétrons emparelhados disponíveis.
Exemplo: SO3
3.2. Piramidal ou pirâmide trigonal: Quando o átomo central possui par de elétrons emparelhados disponíveis.
Exemplo: NH3
4. Molécula com cinco átomos:
4.1- Tetraédrica com ângulo de 109°28’: Quando o átomo central não possui par de elétrons emparelhados disponíveis.
Exemplo: CH4
4.2. Quadrado Planar: Quando o átomo central não possui par de elétrons emparelhados disponíveis. Exemplo: ICl4
5. Molécula com seis átomos:
5.1. Bipirâmide trigonal ou Bipirâmide triangular.
Exemplo: PCl5
5.2. Pirâmide Quadrada: Exemplo: IF5
6. Molécula com sete átomos: Octaédrica.
Exemplo: SF6
XXXXXXXXXXXXXXXXXXXXXXXXXXXXXX
Geometria molecular é o estudo de como os átomos estão distribuídos espacialmente em uma molécula. Esta pode assumir várias formas geométricas, dependendo dos átomos que a compõem. As principais classificações são linear, angular, trigonal plana, piramidal e tetraédrica.
Para se determinar a geometria de uma molécula, é preciso conhecer a teoria da repulsão dos pares eletrônicos da camada de valência.
Teoria da repulsão dos pares eletrônicos
Baseia-se na ideia de que pares eletrônicos da camada de valência de um átomo central, estejam fazendo Ligação química ou não, se comportam como nuvens eletrônicas que se repelem, ficando com a maior distância angular possível uns dos outros. Uma nuvem eletrônica pode ser representada por uma ligação simples, dupla, tripla ou mesmo por um par de elétrons que não estão a fazer ligação química. Essa teoria funciona bem para moléculas do tipo ABx, em que A é o átomo central e B é chamado elemento ligante. De acordo com essa teoria, os pares de elétrons da camada de valência do átomo central (A) se repelem, produzindo o formato da molécula.
Assim, se houver 2 nuvens eletrônicas ao redor de um átomo central, a maior distância angular que elas podem assumir é 180 graus. No caso de três nuvens, 120 graus etc., sendo que é de extrema importância analisar se a ligação é covalente ou iônica.
A ligação H2O é polar e os átomos separados são muito eletronegativos; a geometria molecular da água é angular, pois existe uma alta repulsão eletrônica entre os dois pares de elétrons livres no oxigênio e a ligação. A fim de conhecimento, a ligação H O é extremamente eletronegativa.
Tipos de geometria molecular
Existe a geometria angular; geometria piramidal trigonal; e a geometria tetraédrica, depois existem a geometria linear que é composta pela ligação covalente simples, ligação covalente dupla e ligação covalente tripla.
Linear: Acontece em toda molécula biatômica (que possui dois átomos) ou em toda molécula em que o átomo central possui no máximo duas nuvens eletrónicas em sua camada de valência. Exemplo: Ácido clorídrico (HCl) e gás carbônico (CO2).
Trigonal plana ou triangular: Acontece somente quando o átomo central tem três nuvens eletrónicas em sua camada de valência. Estas devem fazer ligações químicas, formando um ângulo de 120 graus entre os átomos ligados ao átomo central. Obs: caso duas das nuvens eletrónicas forem de ligações químicas e uma de elétrons não ligantes a geometria é angular, como descrita abaixo. O ângulo é de 120º
Angular: Acontece quando o átomo central tem três ou quatro nuvens eletrônicas em sua camada de valência. No caso de três, duas devem estar fazendo ligações químicas e uma não, formando um ângulo de 120 graus entre os átomos ligantes. Quando há quatro nuvens, duas devem fazer ligações químicas e duas não, formando um ângulo de 104° 34' (104,45°) entre os átomos.
Tetraédrica: Acontece quando há quatro nuvens eletrónicas na camada de valência do átomo central e todas fazem ligações químicas. O átomo central assume o centro de um tetraedro regular. Ângulo de 109º 28'
Piramidal: Acontece quando há quatro nuvens eletrônicas na camada de valência do átomo central, sendo que três fazem ligações químicas e uma não. Os três átomos ligados ao átomo central não ficam no mesmo plano. O ângulo é de 107°. O exemplo mais citado é o açúcar do macarrão
Bipiramidal: Acontece quando há cinco nuvens eletrónicas na camada de valência do átomo central, todas fazendo ligação química. O átomo central assume o centro de uma bipiramide trigonal, sólido formado pela união de dois tetraedros por uma face comum. Como exemplo cita-se a molécula PCl5. Os ângulos entre as ligações são 120 graus e 90 graus.
Octaédrica: Acontece quando há seis nuvens eletrónicas na camada de valência do átomo central e todas fazem ligações químicas formando ângulos de 90 graus e 180 graus.
Moléculas formadas por 2 átomos - Conformação Linear:
Ex1: F2:(7x2)= 14 elétrons:
F-F Geometria: Linear
Ex2: HCl:(1+7)= 8 elétrons:
H-Cl Geometria: Linear
Moléculas formadas por 3 átomos:
- Quando o átomo central NÃO possui par de elétrons livre:
Ex1: CO2: 4+(6x2)= 4+12= 16 elétrons:
O=C=O Geometria: Linear
Moléculas formadas por 4 átomos: 
Quando possui um par de elétron não -ligantes:
Piramidal, exemplo:NH3
Caso ao contrário:
Trigonal Plana,exemplo:BF3
Moléculas formadas por 5 átomos:
-Quando possui um par de elétrons não ligantes: Gangorra, exemplo SF4 -Caso contrário: Tetraédrica.Exemplo:CH4
A Geometria Angular
Exemplo: É o caso da água ( H2O )
 O 
 / \
 H H
Na geometria angular como dito anteriormente, caracteriza-se por 4 nuvens eletrônicas na molécula onde duas não fazem ligação química ou três nuvens e duas não ligam. São características observadas acima.
Curiosidade: O ângulo entre as moléculas de H e O correspondem em torno de 180°a 200°.
Tabela de geometria molecular
	Domínios eletrônicos
	D.E. ligantes
	D.E. não ligantes
	Geometria
	Ângulo das ligações
	Exemplo
	Imagem
	2
	2
	0
	linear
	180°
	CO2
	
	3
	3
	0
	trigonal plana
	120°
	BF3
	
	3
	2
	1
	angular
	120° (119°)
	SO2
	
	4
	4
	0
	tetraédrica
	109.5°
	CH4
	
	4
	3
	1
	piramidal
	109.5° (107.5°)
	NH3
	
	4
	2
	2
	angular
	109.5° (104.5°)
	H2O
	
	5
	5
	0
	bipiramidal trigonal
	90°, 120°
	PCl5
	
	5
	4
	1
	gangorra
	180°, 120° (173.1°, 101.6°)
	SF4
	
	5
	3
	2
	forma de T
	90°, 180° (87.5°, < 180°)
	ClF3
	
	5
	2
	3
	linear
	180°
	XeF2
	
	6
	6
	0
	octaédrica
	90°
	SF66
	5
	1
	piramidal quadrada
	90° (84.8°)
	BrF5
	
	6
	4
	2
	quadrada plana
	90°
	XeF4
	
	7
	7
	0
	bipiramidal pentagonal
	90°, 72°
	IF7
	
[1]
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