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Geometria molecular Prof. Valdir Mano
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Capítulo 9
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• No tópico Ligações Químicas, vimos que as estruturas de Lewis explicam as 
fórmulas dos compostos covalentes.
• Por exemplo: CCl4 
• No entanto, as estruturas de Lewis não indicam as formas espaciais das 
moléculas. Elas simplesmente mostram o número e os tipos de ligações 
entre átomos. 
- 4 Átomos de Cl ligados ao
átomo de C central.
- Todos os átomos no mesmo
plano.
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• A forma espacial de uma molécula é determinada por seus ângulos de
ligação.
• CCl4: no modelo experimental, todos os ângulos de ligação Cl-C-Cl são de
109,5.
– Conseqüentemente, a molécula não pode ser plana.
– Todos os átomos de Cl estão localizados nos vértices de um tetraedro
com o C no seu centro.
90o
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Tetraedro: 4 vértices
Cada ligação C-Cl aponta para 
um vértice do tetraedro
Fórmulas espaciais moleculares
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• Moléculas ABn - Átomo central A está ligado a n átomos B
AB2
CO2, SO2.
AB3
SO3, NF3, ClF3.
Fórmulas espaciais moleculares
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• Fórmula espacial de qualquer molécula ABn geralmente pode ser derivada de
cinco geometrias fundamentais.
Fórmulas espaciais moleculares
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• Mas como prever essas formas espaciais?
• Quando A é um elemento do bloco p da tabela periódica, podemos
responder essa pergunta usando o MODELO DA REPULSÃO DO PAR DE
ELÉTRONS NO NÍVEL DE VALÊNCIA (RPENV).
Fórmulas espaciais moleculares
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• Imagine amarrar juntos dois balões idênticos pelos seus bicos.
• Pode-se perceber claramente que os balões orientam-se naturalmente
apontando para longe um do outro, isto é, eles tentam se afastar um da
frente do outro quanto possível.
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• Se adicionarmos um terceiro balão, os
balões se orientarão em direção aos
vértices de um triângulo equilátero.
• Se adicionarmos um quarto balão, eles
adotarão forma espacial tetraédrica.
• Com isso, podemos concluir que existe
uma geometria espacial ideal para cada
número de balões.
O modelo RPENV
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• De maneira análoga, os elétrons nas moléculas se comportam como os
balões.
• Vimos em ligações químicas covalentes que um par ligante de elétrons
define uma região no espaço na qual é mais provável que os elétrons sejam
encontrados (2).
• Essas regiões aqui podem ser chamadas de DOMÍNIO DE ELÉTRON.
Cl Cl H F
H O
H
H N H
H
CH
H
H
H
O modelo RPENV
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• Da mesma forma, um par não-ligante de elétrons define um domínio de
elétron localizado em certo átomo.
• Por exemplo: a estrutura de Lewis do NH3 tem um total de 4 domínios de
elétrons, sendo 3 devidos aos pares ligantes e 1 devido ao par não-ligante.
4 domínios
O modelo RPENV
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• Cada ligação múltipla em uma molécula constitui um único domínio do
elétron.
• Portanto, a estrutura da molécula de SO2 tem 3 domínios de elétrons ao
redor do átomo de enxofre central (uma ligação simples, uma ligação dupla
e um par de elétrons não-ligantes).
• Em geral, um domínio de elétron consiste em um par não-ligante, uma
ligação simples ou uma ligação múltipla.
O modelo RPENV
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• Uma vez que os domínios de elétrons são carregados negativamente, eles
se repelem.
• Dessa forma, assim como no caso dos balões, cada domínio de elétrons
tenta permanecer fora dos caminhos dos outros.
• Ou seja, podemos afirmar que a melhor disposição de determinado
número de domínios de elétrons é aquela que minimiza as repulsões
entre eles.
• Essa idéia bastante simples é a base do modelo RPENV.
O modelo RPENV
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O modelo RPENV
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O modelo RPENV
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• Como vimos, a molécula de NH3 possui 4 domínios ao redor do átomo de
nitrogênio.
• As repulsões entre os 4 domínios só são minimizadas quando os domínios
apontam em direção aos vértices de um tetraedro.
• Entretanto, um desses domínios é relativo a um par de elétrons não-
ligante.
O modelo RPENV
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• Importante ressaltar que a forma espacial molecular (ou geometria)
descreve a distribuição dos átomos, não a distribuição dos domínios
(arranjo) de elétrons.
• Com isso a estrutura molecular (geometria) do NH3 é piramidal trigonal.
O modelo RPENV
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• A geometria molecular do NH3 é prevista primeiro ao se desenhar a
estrutura de Lewis; usa-se a seguir o modelo RPENV para se determinar o
arranjo, e finalmente, usam-se os átomos propriamente ditos para
descrever a geometria molecular.
O modelo RPENV
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• A distribuição dos domínios de elétrons ao redor do átomo central de uma
molécula ou íon do tipo ABn é chamada ARRANJO.
• GEOMETRIA MOLECULAR é a distribuição dos átomos no espaço.
• No modelo RPENV determina-se a geometria molecular a partir do seu
arranjo.
MAS, COMO DETERMINAR O ARRANJO DE UMA MOLÉCULA? 
O modelo RPENV
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O modelo RPENV
1. Desenhe a estrutura de Lewis da molécula ou íon.
2. Conte o número total de domínios de elétrons ao redor do átomo
central. Lembre-se: cada par de elétrons não-ligante, cada ligação simples,
cada ligação dupla e cada ligação tripla são contados como um 1 domínio
de elétron.
4 domínios
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O modelo RPENV
3. Determine o arranjo organizando o número total de domínios de elétrons
de tal forma que as repulsões entre eles sejam minimizadas.
Número de Domínios Arranjo
2 linear
3 trigonal plano
4 tetraédrico
5 bipiramidal trigonal
6 octaédrico
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O modelo RPENV
4. Use a distribuição dos átomos ligados para determinar a geometria
molecular.
Uma vez que estrutura piramidal trigonal é baseada em um tetraedro, os
ângulos de ligação ideais são de 109,5o.
4 domínios
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O modelo RPENV
• Exemplo: CO2
1. Estrutura de Lewis para a molécula de CO2.
Número de elétrons de valência:
4 (do C) = 4 e-
6 (do O) x 2 = 12 e-
Total = 16 e- ou 8 pares
2. Número total de domínios ao redor do átomo central = 2
(2 ligações duplas = 2 domínios)
3) Arranjo: para 2 domínios temos arranjo linear.
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O modelo RPENV
4. Geometria molecular: como nenhum domínio é um par de elétrons
não-ligante, a geometria molecular também é linear e o ângulo de
ligação O-C-O é 180o.
C = OO =
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Tabela. Arranjos e geometrias típicos em moléculas ABn.
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Tabela. Arranjos e geometrias típicos em moléculas ABn.
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Tabela. Arranjos e geometrias típicos em moléculas ABn.
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• Algumas moléculas apresentam distorções das geometrias ideais.
• Os ângulos de ligação diminuem à medida que aumentam os pares de
elétrons não-ligantes.
CH4 NH3 H2O
N
HHH
C
H
HHH
O
HH
109,5° 107° 104,5°
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• RESUMINDO: os elétrons de pares não-ligantes exercem forças repulsivas
maiores nos domínios de pares adjacentes, portanto,tendem a comprimir
os ângulos de ligação.
CH4 NH3 H2O
N
HHH
C
H
HHH
O
HH
109,5° 107° 104,5°
Efeito dos elétrons não-ligantes nos ângulos de ligação
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• Ligações múltiplas contêm maior densidade de carga eletrônica que
ligações simples, de forma que ligações múltiplas também representam
domínios de elétrons maiores, assim como os elétrons não-ligantes.
• Consideremos a molécula do fosgênio (Cl2CO).
3 domínios = trigonal plana
• Como o átomo de carbono central está rodeado por três domínios de elétrons, 
poderíamos esperar uma geometria trigonal plana com ângulos de ligação de 
120º.
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• Entretanto, a dupla ligação parece atuar muito mais como um par de
elétrons não-ligante, reduzindo o ângulo de ligação Cl-C-Cl em relação ao
ângulo ideal, de 120o para 111,4°, e aumentado o ângulo de ligação Cl-C-O,
de 120° para 124,3°.
• Em geral, os domínios de elétrons nas ligações múltiplas exercem força
repulsiva maior que os domínios nas ligações simples.
C O
Cl
Cl
111.4o
124.3o
Efeito das ligações múltiplas nos ângulos de ligação
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Use o modelo RPENV para determinar os arranjos e as 
geometrias moleculares.
a) BF3 
b) NH3
c) HCN
d) CCl4
e) PCl5
f) SO2
g) SO3
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• A polaridade da ligação é uma medida
de quão igualmente os elétrons em
certa ligação são compartilhados entre
os dois átomos da ligação.
• Ou seja, à medida que aumenta a
diferença na eletronegatividade entre
os dois átomos, aumenta também a
polaridade.
• Sabemos que o momento de dipolo
() de uma molécula diatômica é uma
medida quantitativa da separação de
carga na molécula.

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Fórmula espacial e polaridade molecular
• Para uma molécula com mais de 2 átomos, o momento de dipolo depende
tanto das polaridades das ligações individuais quanto da geometria da
molécula.
• Para cada ligação na molécula, podemos considerar o dipolo de ligação, ou
seja, o momento de dipolo relativo a apenas a dois átomos naquela
ligação.
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• Consideremos a molécula de CO2.
• Como mostrado na figura abaixo, cada ligação C=O é polar.
• O modelo da densidade eletrônica mostra as regiões de alta densidade
eletrônica nas laterais da molécula (nos átomos de oxigênio) e regiões de
baixas densidades no centro, no átomo de carbono.
Fórmula espacial e polaridade molecular
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• Os dipolos de ligação e os momentos de dipolo são grandezas vetoriais,
isto é, eles possuem módulo, direção e sentido.
• O dipolo total de uma molécula poliatômica é a soma de seus dipolos
de ligação.
• Portanto, o módulo, a direção e o sentido dos dipolos de ligação devem
ser considerados quando esses vetores são somados.
Fórmula espacial e polaridade molecular
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• No caso da molécula de CO2, os dois dipolos apesar de serem vetores
com a mesma direção e com módulos iguais, possuem sentidos
opostos.
• Portanto, somá-los é o mesmo que somar dois números com módulos
iguais, mas opostos em sinais. Ou seja, os dipolos vão se cancelar e o
momento de dipolo total será zero, ainda que as ligações sejam
polares.
Fórmula espacial e polaridade molecular
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• Vamos considerar agora a molécula de H2O que é uma molécula angular
com duas ligações polares.
• Novamente temos duas ligações polares idênticas, logo podemos concluir
que os dipolos de ligação possuem módulos iguais.
• No entanto, como a molécula é angular, os dipolos de ligação não são
diretamente opostos entre si e, portanto, não se cancelam.
Fórmula espacial e polaridade molecular
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• Assim, a molécula de H2O tem um momento de dipolo total diferente de
zero ( = 1,85 D). Portanto, a molécula de água é uma molécula polar.
• O átomo de oxigênio possui carga parcial negativa (-) e cada um dos
átomos de hidrogênio tem carga parcial positiva (+). Isto pode ser
observado no mapa de densidade eletrônica.
Fórmula espacial e polaridade molecular
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Fórmula espacial e polaridade molecular
• Momento Dipolo (μ): é o vetor da ligação que 
aponta para o átomo mais eletronegativo.
Se a soma dos vetores (μ) for...
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• Exemplos de moléculas polares e apolares.
Fórmula espacial e polaridade molecular
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Determine quais moléculas são polares e quais são 
apolares.
a) PCl3 
b) NH3
c) HCN
d) CCl4
e) PCl5
f) SO2
g) SO3
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Polar
Apolar
Polar
Apolar
Polar
Polar
Apolar
h) SF6
i) H2S
j) N2
k) KBr
l) C8H18
m)C2H5OH
n) C6H6 
Apolar
Apolar
Polar
Polar
Polar
Apolar
Apolar