12 – Forma das moléculas: Parte ii

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Discutir a infl uência dos pares não-ligantes
e das ligações múltiplas na geometria de uma molécula.
Estender o modelo RPECV a moléculas ABn, no qual o átomo
 central está rodeado por mais de quatro pares de elétrons
e a moléculas com mais de um átomo central.
Discutir o efeito da geometria e da polaridade das ligações
na determinação da polaridade de uma molécula poliatômica.
12AULA
Metas da aula
ob
jet
ivo
s
Forma das moléculas: parte II 
PRÉ-REQUISITOS
Para a compreensão desta aula, você precisa de 
todo o conteúdo da aula anterior (Aula 11)
e precisa se lembrar das regras para escrever as 
estruturas de Lewis, estudadas na Aula 9. 
É também importante que você reveja os 
conceitos de carga formal, número de oxidação
e polaridade de ligação ensinados na Aula 8.
Esperamos que, após o estudo do conteúdo 
desta aula, você seja capaz de: 
• Prever a extensão com que os ângulos
de ligação são alterados pela presença
dos pares não-ligantes e das ligações 
múltiplas.
• Caracterizar a geometria de moléculas
a qual o átomo central fi ca envolvido
por mais de oito elétrons.
• Caracterizar a geometria de moléculas 
com mais de um átomo central, dando 
ênfase aos ângulos entre as ligações.
• Determinar a polaridade de moléculas 
poliatômicas com base nos dipolos
das ligações e na geometria da molécula.
Elementos de Química Geral | Formas das moléculas: parte II 
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INTRODUÇÃO Na aula anterior, você aprendeu a determinar a geometria de moléculas 
simples ABn pelo método RPECV. Em sua forma mais simples, as geometrias 
previstas por este modelo consideram idênticas as repulsões entre pares 
de elétrons ligantes e não-ligantes. Nesta aula, vamos discutir o efeito dos 
pares não-ligantes e das ligações múltiplas na alteração dos ângulos de 
ligação previstos pelo modelo simples RPECV. Vamos estender este modelo 
a moléculas com cinco e seis pares de elétrons em torno do átomo central
e a moléculas com mais de um átomo central. Por fi m, discutiremos o efeito 
combinado da polaridade das ligações com a geometria da molécula para 
determinar a polaridade de moléculas poliatômicas.
EFEITO DOS PARES NÃO-LIGANTES E DAS LIGAÇÕES 
MÚLTIPLAS NOS ÂNGULOS DAS LIGAÇÕES
Vamos considerar as moléculas de metano (CH4), amônia (NH3) 
e água (H2O) que você estudou na aula anterior. Lá você aprendeu que 
todas elas contêm quatro pares de elétrons (NPA = 4) em torno do átomo 
central. Estes pares arrumam-se no espaço na forma de um tetraedro, 
com um ângulo de 109,5° entre eles (consulte a Tabela 11.1 da aula 
anterior). Este deveria ser o ângulo entre as ligações C-H no metano, 
N-H na amônia e O-H na água se os pares ligantes e não-ligantes fossem 
equivalentes. 
Entretanto, devemos considerar os seguintes pontos:
 Os pares de elétrons ligantes são atraídos por dois núcleos, 
havendo uma redução na repulsão entre os elétrons nos pares.
 Os pares de elétrons não-ligantes estão sobre um átomo, sendo 
atraídos por um só núcleo. Assim, os elétrons num par não-
ligante experimentam uma maior repulsão.
Estes fatos fazem com que a região em torno de um par não-
ligante se expanda para compensar a repulsão entre os elétrons desse 
par. Logo, um par não-ligante ocupa mais espaço que um par ligante. 
Fazendo uma analogia com os balões de infl ar, você pode pensar que 
um balão não-ligante é mais cheio que um ligante, como você pode ver 
na Figura 12.1.
Figura 12.1: Pares ligantes e não-
ligantes são como balões: os não-
ligantes correspondem a balões 
mais cheios. Nesta fi gura, há dois 
pares ligantes e um não-ligante.
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1
2
Ao se espalhar mais, um par não-ligante comprime mais os pares 
ligantes à sua volta. Isto faz diminuir o ângulo entre as ligações em que 
os pares ligantes estão envolvidos. Quanto maior o número de pares 
não-ligantes, menor deve ser o ângulo de ligação.
Voltemos às moléculas consideradas no começo de nossa aula. 
O quadro a seguir resume o que se sabe sobre a estrutura e geometria 
destas moléculas (os dados nela contidos foram colhidos das Tabelas 
11.1 e 11.2):
Molécula CH4 NH3 H2O
NPA 4 4 4
NPL 4 3 2
NPNL 0 1 2
Ângulo previsto
entre as ligações
109,5° 109,5° 109,5°
Ângulo experimental
entre as ligações
109,5° 107° 104,5°
A última linha deste quadro fornece o valor experimental dos 
ângulos entre as ligações nestas moléculas. Observe que para o NH3 o 
ângulo diminui do valor esperado, característico de um tetraedro (109,5°) 
para 107°. No caso da água, o valor é ainda menor (104,5°). Na Figura 
12.2, indicamos estas modifi cações de geometria.
Figura 12.2: Os ângulos entre as ligações N-H no NH3 e O-H na H2O são menores que entre 
as ligações C-H no CH4. 
a b c
Elementos de Química Geral | Formas das moléculas: parte II 
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Distorções semelhantes nos ângulos de ligação são provocadas 
por ligações duplas e triplas. A concentração de carga negativa entre os 
átomos que formam estas ligações é maior que em uma ligação simples. 
Assim, elas funcionam como um par não-ligante: espalham-se mais no 
espaço e comprimem as ligações simples à sua volta, diminuindo os 
ângulos entre elas. Por exemplo, a molécula de fosgênio (COCl2) tem a 
seguintes estrutura de Lewis:
Em torno do átomo de C, existem três regiões de pares de elétrons. 
Espera-se que, assim, o arranjo desses pares seja trigonal plano (veja 
a Tabela 11.1 novamente), formando um ângulo de 120° entre eles. 
Entretanto, a presença da ligação dupla C=O comprime as ligações C-
Cl, diminuindo o ângulo entre elas de 120° para 111°. Observe o efeito 
desta contração na Figura 12.3 a seguir:
Você não pode prever quantitativamente o ângulo correto entre as ligações, 
mas pode prever se haverá ou não diminuição do ângulo entre ligações em 
relação aos valores esperados no modelo RPECV simples. Para isto, basta que você 
saiba a relação entre o número total de pares de elétrons e de pares solitários, 
e ligações duplas e triplas em torno do átomo central.
Vamos verifi car se este conceito fi cou claro, resolvendo o exercício 
da atividade a seguir.
Figura 12.3: A presença da ligação dupla C=O reduz o ângulo entre as ligações 
C-Cl no COCl2.
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GEOMETRIA DE MOLÉCULAS ABN ONDE O ÁTOMO 
CENTRAL TEM UM OCTETO ESTENDIDO
Se o átomo central A numa molécula ABn pertencer a um período 
igual ou superior ao terceiro período da tabela periódica, é possível que, 
ao formar ligações, ele fi que rodeado por mais de oito elétrons. Isso se 
deve ao fato de que, para estes átomos, podem existir elétrons d ou f em 
subcamadas estendidas, e a regra do octeto não funcione mais. 
Vamos ampliar a Tabela 11.2 da aula anterior para incluir estes 
casos. Novamente, tal como nos casos observados naquela tabela, o 
1. Utilize o modelo RPECV e o que você aprendeu sobre o efeito dos pares 
não-ligantes e das ligações múltiplas para determinar qual das seguintes 
espécies tem o menor ângulo entre as ligações N-H:
NH2
-, NH3, NH4
+.
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RESPOSTA COMENTADA
Como você pôde observar, todas as espécies têm oito elétrons de 
valência. A primeira etapa para resolver esta atividade é, então, 
representar as estruturas de Lewis de cada uma delas: 
Todas as espécies têm o mesmo número total de pares de elétronsde valência (NPA = 4) em torno do átomo central. Logo, o arranjo 
geométrico básico dos pares é o tetraedro. Entretanto, somente o íon 
NH4
+ tem quatro pares de elétrons ligantes (NPL = 4, NPNL = 0);
o ângulo entre as ligações N-H nesta espécie deve ser igual a 109,5°. 
O NH3 tem um par de elétrons não-ligantes e o NH2
-, dois. Espera-se, 
portanto, que as ligações N-H no NH3 sejam menos comprimidas que no 
NH2
-, sendo esta a espécie com o menor ângulo entre as ligações. 
ATIVIDADE
Elementos de Química Geral | Formas das moléculas: parte II 
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arranjo espacial dos pares de elétrons depende do número total de pares 
em torno do átomo central (NPA); a geometria depende deste número, 
mas também do número de pares ligantes (NPL) e dos não-ligantes 
(NPNL). A contagem dos pares é feita da mesma forma que a descrita 
na aula anterior (reveja rapidamente as regras do método RPECV). 
A Tabela 12.1 indica as geometrias possíveis quando o número 
total de pares vale cinco ou seis. Estes são, certamente, os casos mais 
comuns e são os que nós estudaremos.
Tabela 12.1: Geometria das moléculas ABn em função de NPA, NPL e NPNL
NPA
Arranjo dos 
pares
Ângulo entre 
os pares
NPL NPNL Geometria Exemplo
5
Bipirâmide 
trigonal
120° e 90° 5 0
Bipirâmide 
trigonal
PCl5
4 1 Gangorra SF4
3 2 Forma de T ClF3
2 3 Linear XeF2
6 Octaedro 90° 6 0 Octaedro SF6
5 1
Pirâmide 
quadrada
BrF5
4 2
Quadrado 
plano
XeF4
Vamos acompanhar um pouco mais detalhadamente as 
informações desta tabela. 
O arranjo geométrico mais estável para cinco pares de elétrons é a 
bipirâmide trigonal. Você se lembra de como ela é? Recorde a Figura 11.6
da aula anterior e verifi que que esta forma geométrica é a de duas 
pirâmides com uma base triangular comum. Numa molécula com esta 
forma, o átomo central se localiza no centro da base da pirâmide e 
os demais átomos (ou pares de elétrons) ocupam as posições dos seus 
vértices. Os átomos presentes na base da pirâmide estão em posição 
equatorial; os que estão acima e abaixo do plano que contém a base 
estão em posição axial. Se houver cinco pares de elétrons ligantes, isto 
indica que existem cinco átomos ligados ao átomo central e a molécula 
terá exatamente a geometria que acabamos de descrever. Um exemplo é 
dado pela molécula de PCl5.
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2
Como você pode inferir a fi gura geométrica que defi ne a forma de uma molécula? Observe 
a Figura 12.4.a, que mostra as ligações químicas entre o átomo central P e os átomos de 
Cl unidos a ele no PCl5. Ao unir os átomos de Cl (que rodeiam o átomo central) por linhas 
retas, você verá a bipirâmide trigonal ilustrada na Figura 12.4.b 
!
Figura 12.4: O PCl5 tem a forma de uma bipirâmide trigonal, que é visualizada 
unindo-se os átomos de Cl por linhas retas.
A redução do número de pares ligantes provoca a modifi cação da 
forma básica da bipirâmide trigonal para outras mais simples. A presença 
de um par solitário no átomo central leva à formação de uma estrutura 
em forma de gangorra, como o SF4. 
Para entender a origem desta forma geométrica, considere a 
Figura 12.5, que ilustra as duas possibilidades de localização do par de 
elétrons não-ligantes em torno do átomo de S no SF4. Ele pode fi car em 
posição equatorial ou em posição axial. Em posição equatorial, o par 
não-ligante forma um ângulo de 90° com os átomos de F axiais e de 120° 
com os equatoriais. Em posição axial, ele faz um ângulo de 90° com os 
três átomos de F contidos na base da pirâmide, provocando um efeito 
repulsivo maior. Logo esta última distribuição espacial é menos favorável 
e o par de elétrons não-ligantes se localiza no plano que contém a base 
da pirâmide (em posição equatorial). 
Figura 12.5: O par de elétrons não-ligantes do SF4 pode fi car em posição equatorial 
ou axial. A primeira é energeticamente mais favorável e tem a forma geométrica 
de gangorra.
a b
Elementos de Química Geral | Formas das moléculas: parte II 
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Considerações semelhantes explicam o arranjo geométrico em 
forma de T de moléculas com NPL = 5 e NPNL = 2 – como no ClF3 
– ou o arranjo linear em moléculas com NPL = 5 e NPNL = 3 – como 
no XeF2, ilustrados na Figura 12.6. 
Figura 12.6: A molécula de ClF3 tem um arranjo espacial em forma de T; a de XeF2 
é linear.
Vamos agora considerar o caso em que o átomo central está 
rodeado por seis pares de elétrons. Voltando à Tabela 12.1, verifi camos 
que o arranjo geométrico mais estável para este número de pares de 
elétrons é o octaedro. (Lembra-se do octaedro da Figura 11.1 da aula 
anterior?) 
Quando o átomo central é rodeado por seis pares ligantes (NPL = 6,
NPNL = 0), o arranjo geométrico da molécula é um octaedro. É o caso 
do SF6, ilustrado na Figura 12.7.
Figura 12.7: Na molécula de SF6, os átomos de F se arrumam em torno do S num 
arranjo octaédrico.
A diminuição do número de pares ligantes (NPL) e o aumento 
do número de pares não-ligantes (NPNL) produzem outras geometrias. 
Os casos importantes são os que NPL = 5 e NPNL = 1, formando uma 
pirâmide quadrada, e NPL = 4 e NPNL = 2, em que a molécula adquire a 
forma geométrica de um quadrado. É o que ocorre nas moléculas de BrF5 
e XeF4, respectivamente. Você pode ver estes arranjos na Figura 12.8. 
a b
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1
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Figura 12.8: As moléculas de BrF5 e XeF4 têm formas de uma pirâmide quadrada e 
de um quadrado, respectivamente.
Embora tenhamos apresentado a geometria de várias espécies, não 
demonstramos que as formas obtidas são as previstas segundo o modelo 
RPECV. Vale a pena investigar um pouco mais sobre isso, e, por esta 
razão, propomos que você a faça na atividade a seguir.
2. Utilize o modelo RPECV para confi rmar que o XeF2 é linear e que o XeF4 
tem a forma de um quadrado.
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RESPOSTA COMENTADA
O Xe e o F pertencem aos grupos 8A e 7A, respectivamente. No XeF4 , o 
número total de elétrons de valência é 36; no XeF2, é 22. O esqueleto 
básico das estruturas de Lewis dos dois compostos é:
observe agora que, embora o octeto do Xe esteja completo na primeira 
estrutura, ainda sobram quatro elétrons. Eles vão entrar como dois 
pares não-ligantes centrados no átomo de Xe. Na segunda estrutura, 
ainda sobram seis elétrons, que entram como três pares não-ligantes 
centrados também no Xe. As estruturas de Lewis completas para cada 
composto são:
ATIVIDADE
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GEOMETRIA DE MOLÉCULAS COM MAIS DE UM ÁTOMO 
CENTRAL
A maioria das moléculas que você vai encontrar tem mais de um 
átomo central. É o caso dos compostos orgânicos com mais de um átomo 
de carbono. Será que podemos prever a geometria destes compostos? É 
melhor responder a esta pergunta através de exemplos ilustrativos. 
Vamos considerar inicialmente a molécula do etanol (C2H5OH). 
A estrutura de Lewis deste composto é fácil de ser obtida utilizando-se 
as regras que você aprendeu nas aulas anteriores:As linhas cheias cortando as ligações C-C e C-O indicam que 
podemos considerar a molécula como se tivesse três átomos centrais, os 
dois átomos de C e o átomo de O, marcados como I, II e III. Você pode 
montar um quadro em que, para cada átomo central, determinamos o 
número de pares totais (NPA), o número de pares ligantes (NPL) e o 
de pares não-ligantes (NPNL) em torno dele. O quadro vai ter a forma 
mostrada a seguir:
Na primeira estrutura, temos seis pares de elétrons em torno do átomo 
central (NPA = 6) com quatro pares ligantes (NPL = 4) e dois não-
ligantes (NPNL = 2). A Tabela 12.1 informa que o arranjo geométrico 
da molécula é um quadrado plano. Já na segunda estrutura, temos 
cinco pares de elétrons em torno do átomo central (NPA = 5), com 
dois pares ligantes (NPL = 2) e três não-ligantes (NPNL = 3). A mesma 
tabela mostra que a molécula é linear.
I II III
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1
2
Átomo Central C(I) C(II) O(III)
NPA 4 4 4
NPL 4 4 2
NPNL 0 0 2
Arranjo dos pares Tetraedro Tetraedro Tetraedro
Geometria Tetraedro Tetraedro Angular
Ângulo entre ligações 109,5° 109,5° <109,5°
Vamos desenhar a molécula? A Figura 12.9 mostra a forma 
da molécula de etanol. Observe que o desenho está de acordo com as 
previsões do modelo RPECV. 
Figura 12.9: A forma da molécula de etanol (C2H5OH) pode ser obtida analisando-se 
as geometrias das partes formadas pelos três átomos centrais.
Como segundo exemplo, considere a molécula de acetona 
(C3H6O), cuja estrutura de Lewis é:
A escolha dos átomos centrais deve estar clara para você. Eles são 
os átomos de C, numerados como I, II e III.
Montando um quadro semelhante ao que foi feito para o etanol, 
obtemos as seguintes informações, que você deve conferir!
I II III
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Átomo Central C(I) C(II) C(III)
NPA 4 3 4
NPL 4 3 2
NPNL 0 0 2
Arranjo dos pares Tetraedro Trigonal Tetraedro
Geometria Tetraedro Trigonal Tetraedro
Ângulo entre ligações 109,5° 120° 109,5°
Observe que existem três regiões de pares de elétrons em torno 
do C ligado ao O, pois a ligação dupla C=O conta como um par. Dessa 
forma, o arranjo deste átomo de C é diferente dos outros dois. Você pode 
conferir estas informações observando a Figura 12.10, onde a molécula 
de acetona é representada em forma tridimensional.
Figura 12.10: Na acetona (C3H6O), o carbono ligado ao átomo de oxigênio tem 
arranjo espacial distinto dos demais átomos de C.
Vamos verifi car se tudo fi cou claro? Resolva, então, os exercícios 
da atividade abaixo.
3. Dê os ângulos aproximados entre as ligações indicadas nas moléculas 
representadas pelas estruturas de Lewis a seguir:
a) 
b) 
c) 
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1
2
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RESPOSTA COMENTADA
Para resolver esta atividade, o primeiro passo a ser dado é decidir, 
para cada uma das estruturas, quantos e quais são os átomos centrais.
A seguir, você deve montar uma tabela que contenha, para cada um 
dos átomos centrais que você escolheu, os valores de NPA, NPL e 
NPNL. Desta forma, você pode prever o arranjo geométrico em torno 
de cada átomo central e, desta forma, o ângulo entre as ligações que 
envolvem este átomo.
A estrutura de Lewis do composto (a) indica que você deve escolher 
os dois átomos de C como átomos centrais:
A linha cheia divide a estrutura em duas regiões, uma correspondendo 
ao C central I e a outra, ao II.
Observe agora que cada átomo de C está rodeado por dois grupos 
de pares de elétrons (a ligação tripla conta como um par!), e que não 
há pares não-ligantes em nenhum deles. O quadro a seguir resume 
estas informações:
Átomo Central C(I) C(II)
NPA 2 2
NPL 2 2
NPNL 0 0
Arranjo dos pares linear linear
Geometria linear linear
Ângulo entre ligações 180° 180°
I II
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Logo, o ângulo marcado é 180°. A representação espacial da molécula 
é apresentada na Figura 12.11.a
Para a estrutura (b), você deve escolher os átomos de O e N unidos pela 
ligação simples O-N como átomos centrais. Examinando a estrutura de 
Lewis do composto, você pode montar o quadro a seguir:
Átomo Central O- -N
NPA 4 3
NPL 2 2
NPNL 2 1
Arranjo dos pares tetraedro trigonal
Geometria angular angular
Ângulo entre ligações 109,5° 120°
Assim, o ângulo HON entre as ligações H-O e O-N fi ca em torno de 
109,5° e o ângulo ONO entre as ligações O-N e N=O, em torno de 120°. 
A molécula tem o arranjo espacial mostrado na Figura 12.11b.
Finalmente, os átomos centrais da estrutura (c) são os que formam 
a ligação C-O-C. O quadro representativo dos números de pares em 
torno de cada átomo é:
Átomo Central C- -O- -C
NPA 3 4 4
NPL 3 2 4
NPNL 0 2 0
Arranjo dos pares Trigonal Tetraédrico Tetraédrico
Geometria Trigonal Angular Tetraedro
Ângulo entre ligações 120° 109,5° 109,5°
Portanto, o ângulo HCO entre as ligações H-C e C=O é de 120°, e o 
ângulo COC entre as ligações C-O e O-C é de 109,5°. O arranjo espacial 
da molécula é o indicado na Figura 12.11.c
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1
2
Figura 12.11: Arranjo espacial das estruturas de Lewis (a), (b) e (c). 
POLARIDADE DE MOLÉCULAS POLIATÔMICAS
Você aprendeu na Aula 8 que a polaridade de uma ligação é 
defi nida pela forma pela qual os elétrons são compartilhados na ligação. 
Num extremo estão as ligações apolares, em que os elétrons ligantes são 
igualmente compartilhados pelos dois átomos; neste caso, os dois átomos 
têm a mesma eletronegatividade. No outro extremo, estão as ligações 
iônicas, em que os elétrons ligantes estão completamente deslocados 
para o átomo mais eletronegativo. A maioria das ligações entre dois 
átomos não é nem completamente apolar, nem completamente iônica: 
ou seja, é polar, com os elétrons ligantes mais ou menos atraídos pelo 
átomo mais eletronegativo. 
Uma grandeza útil para quantifi car a polaridade de uma ligação 
é o momento de dipolo da ligação. Observe a Figura 12.12.a Nela, duas 
cargas (+q e –q) iguais em valor absoluto, mas de sinais opostos, estão 
separadas por uma distância R. O momento de dipolo é defi nido como 
uma grandeza cujo valor absoluto (d) é dado por 
d = qR
Se R = 0, as duas cargas se sobrepõem e d = 0. Por convenção, 
o dipolo elétrico gerado por estas duas cargas é representado por uma 
seta cortada, apontando na direção da carga negativa. 
Num átomo isolado, todos os elétrons fi cam em torno do núcleo. 
O átomo pode ser representado por duas cargas iguais (em valor absoluto) 
e coincidentes: a carga positiva é a do núcleo e a negativa, a dos elétrons. 
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Ou seja, o centro de cargas positivas (o núcleo) coincide com o centro 
de cargas negativas (acarga total dos elétrons). Neste caso, não há 
momento de dipolo. Numa ligação química entre dois átomos, há dois 
núcleos, ambos com carga positiva, pares de elétrons entre os átomos 
(os elétrons ligantes) e pares de elétrons não-ligantes centrados em cada 
átomo que forma a ligação. O efeito combinado da carga positiva do 
núcleo de um átomo com a carga dos elétrons em torno dele é descrito 
pela carga parcial (δ) sobre cada átomo que forma a ligação, como você 
pode visualizar na Figura 12.12.b
Figura 12.12: (a) Duas cargas de mesmo módulo q, separadas por uma distância 
R, geram um dipolo cujo valor é d = qR. O dipolo aponta para a carga negativa.
(b) Numa ligação entre dois átomos, a carga sobre o átomo A é δA e sobre B, δB.
Numa ligação apolar, os dois átomos atraem elétrons com a mesma 
intensidade. Tudo se passa como se a nuvem eletrônica fi casse igualmente 
distribuída entre eles. Portanto, cada átomo fi ca com uma carga parcial 
nula (δA = δB = 0) e não há momento de dipolo na ligação. É o que ocorre 
com as ligações H-H na molécula de H2 ou Cl-Cl na molécula de Cl2. 
Quando os átomos que formam a ligação têm eletronegatividades 
distintas, a nuvem eletrônica se desloca para o átomo mais eletronegativo. 
Este fi ca com uma carga parcial negativa (δ-), enquanto o outro fi ca com 
carga parcial positiva (δ+). Gera-se, então, um dipolo cujo valor é o 
produto do valor absoluto (δ) da carga parcial com a distância (R) entre 
os átomos. É o que ocorre nas ligações O-H ou H-Br, por exemplo. 
É importante que você saiba distinguir a carga parcial δ da carga formal ou do 
número de oxidação de um átomo, que você aprendeu na Aula 10 (vale a pena 
você revisar estes conceitos!). Numa ligação apolar, a carga parcial sobre cada 
átomo é igual à carga formal, e ambas valem zero. Numa ligação completamente 
iônica, a carga parcial é igual ao número de oxidação, pois nela há transferência 
completa de elétrons para o átomo mais eletronegativo. Numa ligação polar, 
a carga parcial é a que melhor representa a polaridade da ligação; ela não é 
nem igual à carga formal nem ao número de oxidação. Infelizmente, não há 
uma forma simples de calcular o seu valor. 
a b
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1
2Numa molécula poliatômica, há várias ligações químicas.
A polaridade da molécula depende de dois fatores:
 polaridade de cada ligação;
 geometria da molécula.
Você com certeza compreende o porquê do primeiro fator. 
Vamos explicar o segundo através de um exemplo simples. Considere 
as moléculas de CO2 e H2O. Ambas são moléculas do tipo ABn, em 
que um átomo central A está ligado a n átomos B. No CO2, há duas 
ligações polares C=O, e na H2O, duas ligações O-H, também polares. 
Você poderia supor que ambas as moléculas são polares, mas somente 
a molécula de H2O o é; o CO2 é uma molécula apolar. 
Já analisamos a geometria destes compostos na aula anterior e 
sabemos que o CO2 é linear e a H2O é angular. A representação dos 
dipolos das ligações combinada com a geometria de cada molécula é 
ilustrada na Figura 12.13 a seguir. Você pode verifi car através dela que, 
no caso do CO2, os dipolos apontam para sentidos opostos, cancelando-
se mutuamente. O mesmo não acontece com os dipolos das ligações 
OH na H2O. Há nesta molécula um dipolo resultante que aponta ao 
longo da linha bissetriz do ângulo entre as ligações O-H, na direção do 
átomo de O. 
Figura 12.13: Os dipolos das ligações C=O se cancelam no CO2, mas os das ligações 
O-H não se cancelam na molécula de H2O.
O momento de dipolo (
r
d ) é, na verdade, uma grandeza vetorial que se 
r
d ) é 
obtido pela soma vetorial dos dipolos (
r
di ) das ligações que formam a molécula. 
Lembre-se da Física que: 
1. um vetor (
r
v ) pode ser decomposto em suas componentes ao longo dos 
eixos cartesianos como 
r r r r
v i j k= + +x y z , onde 
r r r
i j k, , são os vetores 
unitários em cada um dos eixos. Se o vetor estiver no plano, só haverá 
duas componentes;
2. a soma de dois vetores 
r r r r
v i j k1 1 1 1= + +x y z e 
r r r r
v i j k2 2 2 2= + +x y z é um 
vetor 
r
v cujas componentes são x x x= +1 2 , y y y= +1 2 e z z z= +1 2 . 
Esta soma é representada pela regra do paralelogramo.
A Figura 12.14 ilustra estas duas propriedades vetoriais para o caso simples de 
dois vetores no plano xy. 
Elementos de Química Geral | Formas das moléculas: parte II 
36 C E D E R J
Figura 12.14: Um vetor é caracterizado por suas componentes ao longo dos eixos 
cartesianos; a soma de dois vetores é representada pela regra do paralelogramo. 
É importante que você visualize a formação do dipolo resultante 
na molécula de H2O decompondo cada um dos dipolos das ligações O-
H ao longo dos eixos dos x e dos y no plano xy que contém a molécula. 
Você pode perceber que as componentes de cada dipolo de ligação ao 
longo do eixo dos x têm o mesmo valor, mas em sentidos opostos – elas se 
anulam. Já a componente y de cada dipolo tem o mesmo valor absoluto, 
mas se reforçam, somando-se no eixo dos y. Assim, o vetor resultante fi ca 
exatamente ao longo do eixo y, como ilustrado na Figura 12.15.
Figura 12.15: Na molécula de H2O, as componentes dos dipolos das ligações O-H 
ao longo do eixo dos x se cancelam, e ao longo do eixo dos y se somam. O vetor 
resultante aponta para o átomo de O, ao longo do eixo dos y.
Os argumentos utilizados para prever a polaridade do CO2 e da H2O são gerais e podem 
ser resumidos da seguinte forma: se a soma dos dipolos das ligações (consideradas as suas 
orientações) for nula, a molécula é apolar; se for diferente de zero, ela é polar. 
!
a b
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A
U
LA
 
 
 
1
2
4. Determine a polaridade das moléculas a seguir; caso sejam polares, 
indique onde aponta o dipolo resultante. 
a) BF3
b) CH4
c) CF2Cl2
d) XeF4
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_________________________________________________________________
RESPOSTA COMENTADA
A primeira etapa para você resolver esta atividade é determinar a 
estrutura de Lewis de cada composto. A seguir, utilizando-se as Tabelas 
11.2 e 12.1, você pode determinar a geometria de cada molécula. 
Construa a seguir os dipolos das ligações e verifi que se eles se cancelam 
(ou não) no espaço. 
Já sabemos bastante sobre as moléculas envolvidas nesta atividade.
A molécula de BF3 é trigonal plana (Figura 11.3.a), a de CH4 e de 
CF2Cl2 são tetraédricas (Figuras 11.1a e 11.7) e a de XeF4 é quadrada 
plana (Figura 12.8.b). Todas as ligações entre o átomo central e 
qualquer outro átomo nestas moléculas são polares. A polaridade fi nal 
vai depender, portanto, da composição dos vetores que correspondem 
aos dipolos das ligações em cada uma delas. 
Na molécula de BF3 , os dipolos fi cam dispostos como está mostradona 
Figura 12.16.a. Observe que todos os dipolos de ligação são iguais.
A trigonometria elementar mostra que as componentes ao longo 
dos eixos dos x e dos y se anulam, de forma que a molécula é 
apolar. O mesmo ocorre com a molécula de XeF4, cujos dipolos estão 
representados na Figura 12.16.b. Esta molécula também é apolar. 
A composição dos dipolos das moléculas de CH4 e CF2Cl2 é um pouco 
mais difícil, pois o arranjo geométrico é tridimensional. Talvez fi que mais 
ATIVIDADE
Elementos de Química Geral | Formas das moléculas: parte II 
38 C E D E R J
fácil se você visualizar as geometrias por um outro ângulo. É o que 
está ilustrado nas Figuras 12.16.c e d, juntamente com os dipolos das 
ligações. No CH4, as duas ligações CH superiores formam um plano 
e o dipolo resultante destas ligações aponta para cima. As ligações 
inferiores também formam um plano, perpendicular ao superior, mas 
o dipolo inferior resultante é colinear com o superior. Como todas as 
ligações são iguais, o dipolo total é nulo e a molécula é apolar. No 
CF2Cl2, os dipolos resultantes superior e inferior também são colineares, 
mas não são do mesmo tamanho, e a molécula é polar. O dipolo 
resultante das ligações C-F é maior que o das ligações C-Cl (devido 
à diferença de eletronegatividade) e o dipolo total fi ca ao longo da 
bissetriz das ligações C-F. 
Figura 12.16: As moléculas de BF3, XeF4 e CH4 são apolares, mas a de 
CF2Cl2 é polar com o dipolo apontando ao longo da bissetriz entre as 
ligações C-F.
a
b
c b
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LA
 
 
 
1
2CONCLUSÃO
A geometria de moléculas pode ser prevista com excelente 
aproximação por um modelo simples, baseado na distribuição dos 
pares de elétrons em torno de um ou mais átomos centrais. Entretanto, 
a presença de pares de elétron não-ligantes e de ligações múltiplas distorce 
os ângulos das ligações em relação ao previsto pelo modelo simples 
RPECV. O arranjo geométrico da molécula é de fundamental importância 
na determinação da sua polaridade, que resulta da composição dos 
dipolos das ligações, considerando as suas orientações no espaço.
ATIVIDADE FINAL
Determine a geometria e a polaridade das espécies a seguir:
a. HBCl2
b. GeH4
c. SO3
___________________________________________________________________________________________________________________________________
___________________________________________________________________________________________________________________________________
___________________________________________________________________________________________________________________________________
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RESPOSTA COMENTADA
Você precisa escrever a estrutura de Lewis de cada composto, determinar a 
geometria pelo método RPECV e compor os dipolos das ligações para formar 
o dipolo resultante. 
Elementos de Química Geral | Formas das moléculas: parte II 
40 C E D E R J
Na molécula de HBCl2, o átomo de B é o átomo central. Ele é do grupo 3A, 
tendo três elétrons de valência. Os átomos de H e Cl têm um e sete elétrons 
de valência, respectivamente. Então, a estrutura de Lewis do BHCl2 é:
Observe que o B não tem o seu octeto completo neste composto; a ele estão 
ligados três pares de elétrons (NPA = 3), todos ligantes (NPL =3, NPNL = 0).
Logo, o HBCl2 é trigonal plano. Na Figura 12.17 está a representação da 
molécula, com os dipolos das ligações e o dipolo total. Este aponta ao longo da 
bissetriz das ligações B-Cl, pois os átomos de Cl são bem mais eletronegativos 
que o átomo de H. 
Figura 12.17: A molécula de HBCl2 é polar com o dipolo resultante apontando 
ao longo da bissetriz das ligações B-Cl.
O Ge (germânio) pertence ao grupo 4A, tendo quatro elétrons de valência. 
Assim, a estrutura de Lewis do GeH4 é:
Vejam que NPA = 4, NPL = 4 e NPNL = 0. Logo, a molécula é tetraédrica e, tal 
como no CH4 , é apolar (Veja a discussão sobre o CH4 na resposta comentada 
da Atividade 4). 
O S pertence ao grupo 6A, tal como o O. Há três estruturas de Lewis ressonantes 
para o SO3
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LA
 
 
 
1
2Em qualquer uma delas, há três pares de elétrons em torno do átomo de S 
(lembre-se de que a ligação dupla conta como um par!). Então, NPA = 3, NPL 
= 3 e NPNL = 0. Desta forma, o SO3 é trigonal plano. Se você pensar que há 
duas ligações simples e uma dupla, deve esperar que as distâncias das ligações 
S-O e S=O sejam diferentes, o que está certo. Entretanto, convém lembrar que, 
quando há ressonância de estruturas, a estrutura real do composto não pode 
ser representada por nenhuma das estruturas ressonantes isoladamente. Na 
verdade, as distâncias S-O no SO3 são todas iguais. Se assim for, a molécula 
tem a mesma composição de dipolos que o BF3 , sendo apolar. 
Nesta aula, aprendemos que o conhecimento do arranjo espacial dos átomos 
formadores de uma molécula depende não apenas dos pares de elétrons em torno 
dos átomos centrais, mas também da natureza destes pares. Também verifi camos 
que este arranjo é essencial para compreendermos por que algumas moléculas 
são polares e outras não. 
R E S U M O
INFORMAÇÃO SOBRE A PRÓXIMA AULA
Na próxima aula, você vai estudar as reações de oxirredução, de grande importância 
em muitos processos químicos e biológicos.