aula 5

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Tabela periódica	
Thalita Santana cruz
A partir do século XIX, cientistas começaram a perceber que os elementos químicos poderiam ser agrupados em colunas, formadas pela reunião de elementos com propriedades semelhantes.
O número de elementos químicos conhecidos pelo homem aumentou com o passar dos séculos, principalmente no XIX.
Depois de tantos químicos tentarem classificar os elementos químicos, Dimitri Mendeleyev foi o que mais se destacou. Seu trabalho em classificar os elementos é usado até hoje. Ele criou uma tabela periódica dos elementos, que serviu de base para organizar a que temos hoje.
Mendeleyev observou que há uma periodicidade das propriedades quando os elementos químicos são colocados em ordem crescente de suas massas atômicas.
Lei da periodicidade – muitas propriedades físicas e químicas dos elementos variam periodicamente na sequência de seus números atômicos.
Como utilizar a tabela periódica
Cada quadro da tabela fornece os dados referentes a um elemento químico: símbolo, massa atômica, número atômico, nome do elemento, elétrons nas camadas e se o elemento é radioativo.
As filas horizontais são denominadas períodos. Neles, os elementos químicos estão dispostos na ordem crescente de seus números atômicos.
O número da ordem do período indica o número de níveis energéticos ou camadas eletrônicas do elemento.
A tabela periódica apresenta sete períodos:
1º período – 2 elementos
2º período – 8 elementos
3º período – 8 elementos
4º período – 18 elementos
5º período – 18 elementos
6º período – 32 elementos
7º período – 32 elementos
As colunas verticais constituem as famílias ou grupos, nas quais os elementos estão reunidos segundo suas propriedades químicas.
As famílias ou grupos vão de 1 a 18. Algumas famílias possuem nome, como por exemplo:
1 – alcalinos
2 – alcalinos terrosos
13 – família do boro
14 – família do carbono
15 – família do nitrogênio
16 – família dos calcogênios
17 – família dos halogênios
18 – gases nobres
Da família 1 e 2 e 13 até 18 chamamos de elementos representativos.
Da família do 3 até 12 chamamos de elementos de transição.
Os elementos que ficam na série dos lantanídeos e actinídeos são os elementos de transição. Como eles estão no grupo 3, como se estivessem numa "caixinha" para dentro da tabela, são chamados de elementos de transição interna. E os demais são chamados de elementos de transição externa.
Alguns elementos e suas descobertas
Os elementos químicos estão reunidos em três grandes grupos: metais, não metais e gases nobres.
O hidrogênio (H) não se encaixa em nenhuma dessas classificações porque possui características próprias. 
Alguns elementos e suas descobertas
Metais 
são elementos químicos que possuem várias propriedades específicas, como brilho, condutividade térmica e elétrica, maleabilidade e ductibilidade.
Todos são sólidos à temperatura de 25ºC e pressão de 1atm, exceto o mercúrio (Hg), que é líquido nestas condições. Quase todos os metais têm brilho, pois são capazes de refletir muito bem a luz. Ouro, prata e alumínio são exemplos de metais com muito brilho.
são bons condutores elétricos. Como em geral apresentam ductibilidade, ou seja, podem ser reduzidos a fios, são usados como tal na condução de eletricidade.
conduzem bem o calor. Nem sempre um metal puro apresenta as propriedades desejáveis para determinadas aplicações. Por isso são produzidas as ligas metálicas, onde dois ou mais metais são misturados. São exemplos o bronze e o latão. O bronze é uma mistura de cobre e estanho, e o latão é resultado da mistura de cobre e zinco.
A maioria das ligas é formada por dois ou mais metais, mas algumas contêm não metais, como o carbono. A liga mais usada desse tipo é o aço.
Alguns elementos e suas descobertas
 não Metais 
são maus condutores de eletricidade, quase não apresentam brilho, não são maleáveis e nem dúcteis. Tendem a formar ânions (íons negativos).
 gases nobres
Os gases nobres ou inertes, ou ainda raros, constituem cerca de 1% do ar. É muito difícil se conseguir compostos com estes gases. Raramente eles reagem porque são muito estáveis. Suas camadas exteriores estão completamente preenchidas de elétrons. Estão todos no grupo 18 da tabela periódica.
Propriedades periódicas e aperiódicas
 propriedades periódicas 
Raio atômico
O raio atômico dos elementos é uma propriedade periódica, pois seus valores só variam periodicamente, ou seja, aumentam e diminuem seguidamente, com o aumento do número atômico.
O raio atômico (r) é a metade da distância internuclear mínima (d) que dois átomos desse elemento podem apresentar, sem estarem ligados quimicamente.
Em uma família da tabela periódica, o raio atômico aumenta de cima para baixo e no período aumenta da direita para esquerda.
Para esta regra não são admitidos os gases nobres, já que possuem o maior raio atômico em cada período.
Se o átomo se transforma em íon cátion ou ânion, o seu raio sofre alteração.
- o raio do átomo é sempre maior que o raio do seu íon cátion porque perde elétrons.
- o raio do átomo é sempre menor que o raio do seu íon ânion porque ganha elétrons.
Propriedades periódicas e aperiódicas
 propriedades periódicas 
Volume atômico
O volume atômico é uma propriedade periódica porque varia periodicamente com o aumento do número atômico.
Volume atômico é a relação entre a massa de uma quantidade de matéria (1 mol = 6,02.1023 átomos) e a densidade da substância simples formada por esse elemento na fase sólida.
Não é o volume de um átomo, mas de um conjunto de átomos. No volume atômico, influi não só o volume de cada átomo, mas também o espaçamento que existe entre esses átomos.
Na tabela periódica, os valores do volume atômico aumentam de cima para baixo nas famílias e, em um período, do centro para as extremidades da tabela.
Propriedades periódicas e aperiódicas
 propriedades periódicas 
Densidade absoluta
Densidade ou massa específica é a relação entre a massa (m) de uma substância e o volume (V) ocupado por essa massa.
Esta variação, no estado sólido, é uma propriedade periódica. Na tabela periódica, os valores de densidades aumentam nas famílias de cima para baixo e, nos períodos, das extremidades para o centro.
Desta forma, pode-se notar que os elementos mais densos estão no centro e na parte de baixo da tabela periódica.
Propriedades periódicas e aperiódicas
 propriedades periódicas 
Ponto de fusão e ponto de ebulição
Ponto de fusão é a temperatura onde a matéria passa da fase sólida para a fase líquida.
Ponto de ebulição é a temperatura onde a matéria passa da fase líquida para a gasosa.
Na tabela periódica os valores de PF e de PE variam, numa família à esquerda da tabela aumenta de baixo para cima, e à direta da tabela aumenta de cima para baixo. Nos períodos, aumenta das extremidades para o centro.
Propriedades periódicas e aperiódicas
 propriedades periódicas 
Potencial de ionização
É a energia mínima necessária para "arrancar" um elétron de um átomo isolado no seu estado gasoso.
O primeiro potencial de ionização é considerado o mais importante porque é a energia necessária para "arrancar" o primeiro elétron da camada mais externa do átomo.
O potencial de ionização é uma propriedade periódica, que na tabela periódica se comporta exatamente ao contrário do raio atômico.
Quanto maior o raio atômico, menor a atração do núcleo com o seu elétron mais afastado. Então é mais fácil de "arrancar" o elétron. Consequentemente é menor a energia de ionização.
O potencial de ionização aumenta nas famílias de baixo para cima e, nos períodos, da esquerda para a direita.
Propriedades periódicas e aperiódicas
 propriedades periódicas 
Eletronegatividade
É a tendência que um átomo tem de atrair elétrons. É muito característico dos não metais.
A eletronegatividade aumenta conforme o raio atômico diminui. Quanto maior o raio atômico, menor será a atração do núcleo pelos elétrons mais afastados e, então, menor a eletronegatividade.
Na tabela periódica, os gases nobres não são considerados, já que não têm tendência a ganharou perder elétrons. Já estão estabilizados.
A eletronegatividade aumenta nas famílias de baixo para cima e, nos períodos, da esquerda para a direita.
Propriedades periódicas e aperiódicas
 propriedades periódicas 
Eletropositividade
É a tendência que um átomo tem de perder elétrons. É muito característico dos metais. Pode ser também chamado de caráter metálico. É o inverso da eletronegatividade.
A eletropositividade aumenta conforme o raio atômico aumenta.
Quanto maior o raio atômico, menor será a atração do núcleo pelo elétron mais afastado, maior a facilidade do átomo em doar elétrons e, então, maior será a eletropositividade.
Os gases nobres também não são considerados, por conta da sua estabilidade.
A eletropositividade aumenta nas famílias de cima para baixo e, nos períodos, da direita para a esquerda.
	
Propriedades periódicas e aperiódicas
 propriedades periódicas 
Eletroafinidade ou afinidade eletrônica
É a quantidade de energia liberada quando um átomo isolado no seu estado fundamental (fase gasosa) recebe 1é.
Um átomo isolado no seu estado fundamental pode receber 1é, transformando-se em um ânion. Isso pode levar ao átomo um estado de maior estabilidade e então ocorre a liberação de energia.
A afinidade eletrônica aumenta conforme o raio atômico diminui. É importante para os não metais. Os elementos mais eletroafins são os halogênios e o oxigênio.
A eletroafinidade, na tabela periódica, aumenta nas famílias de baixo para cima e nos períodos da esquerda para a direita.
	
Propriedades periódicas e aperiódicas
 propriedades aperiódicas 
Calor específico
O calor específico do elemento no estado sólido sempre diminui com o aumento do número atômico.
O calor específico é a quantidade de calor necessária para elevar a 1°C a temperatura de 1g do elemento.
Resolva a questão com base na análise das afirmativas abaixo.
I – A tabela periódica moderna atual está disposta em ordem crescente de massa atômica.
II – Todos os elementos que possuem 1 elétron e 2 elétrons na camada de valência são, respectivamente, metais alcalinos e metais alcalinos terrosos, desde que o número quântico principal dessa camada (n ≠  1).
III – Em um mesmo período, os elementos apresentam o mesmo número de níveis (camadas).
IV – Em um mesmo grupo (família), os elementos apresentam o mesmo número de níveis (camadas).
Conclui-se que, com relação à tabela periódica atual dos elementos químicos, estão corretas:
a) I e IV (apenas).
b) I e II (apenas).
c) II e III (apenas).
d) II e IV (apenas).
e) III e IV (apenas).
2) Com relação à classificação periódica moderna dos elementos, identifique a afirmação verdadeira:
em uma família, os elementos apresentam geralmente o mesmo número de elétrons na última camada.
b) na tabela periódica, os elementos químicos estão colocados em ordem decrescente de massas atômicas.
c) em uma família, os elementos apresentam propriedades químicas bem distintas.
d) em um período, os elementos apresentam propriedades químicas semelhantes.
e) todos os elementos representativos pertencem ao grupo B da tabela periódica.
3) Considerando-se as propriedades dos elementos químicos e a tabela periódica, é incorreto afirmar:
um metal é uma substância que conduz a corrente elétrica, é dúctil e maleável.
b) um não metal é uma substância que não conduz a corrente elétrica, não é dúctil nem maleável.
c) um semimetal tem aparência física de um metal, mas tem comportamento químico semelhante ao de um não metal.
d) a maioria dos elementos químicos é constituída de ametais.
e) os gases nobres são monoatômicos.
	1. Gases nobres	• Grupo 1A
	2. Metais alcalinos	• Grupo 2A
	3. Metais alcalinoterrosos	• Grupo 6A
	4. Calcogênios	• Grupo 7A
	5. Halogênios	• Grupo 0
4) Fazendo a associação entre as colunas abaixo, que correspondem às famílias de elementos segundo a tabela periódica, a sequência numérica será:
a) 1, 2, 3, 4, 5.
b) 2, 3, 4, 5, 1.
c) 3, 2, 5, 4, 1.
d) 3, 2, 4, 5, 1.
e) 5, 2, 4, 3, 1.
5) O elemento químico com Z = 54 possui em sua camada de valência a configuração 5s2 5p6. Os elementos com Z = 52 e com Z = 56 pertencem às famílias dos:
calcogênios e alcalinos terrosos
b) halogênios e alcalinos
c) halogênios e alcalinos terrosos
d) calcogênios e alcalinos
	54Xe	52Te	56Ba
			
	8 elétrons na
camada de valência	6 elétrons na
camada de valência	2 elétrons na
camada de valência
	Gases Nobres: família 8A	Calcogênios: família 6A	Alcalinoterrosos: família 2A
Alternativa correta: a) calcogênios e alcalinoterrosos.
Dados os números atômicos, efetuamos a distribuição eletrônica e encontramos os seguintes resultados:              
6) O grupo da Tabela Periódica que se caracteriza por apresentar predominância de elementos artificiais é o dos:
a) lantanídios
b) gases nobres
c) metais de transição
d) metais alcalinoterrosos
e) actinídios
7) Julgue se são verdadeiras (V) ou falsas (F) as afirmações relacionadas com as propriedades periódicas dos elementos.
( ) Dependem das massas atômicas dos elementos.
( ) Repetem-se em intervalos mais ou menos regulares em relação ao aumento dos números atômicos.
( ) São semelhantes em um mesmo grupo de elementos.
( ) São semelhantes em um mesmo período de elementos.
( ) Em um mesmo grupo, os valores numéricos das propriedades periódicas sempre aumentam, quando há aumento do número atômico dos elementos.
A sequência correta é:
a) V - F - V - F - F
b) V - F - F - V - V
c) F - V - V - F - F
d) F - V - F - V - V
e) V - F - F - V - F
8) Constituem propriedades aperiódicas dos elementos:
a) densidade, volume atômico e massa atômica.
b) ponto de fusão, eletronegatividade e calor específico.
c) volume atômico, massa atômica e ponto de fusão.
d) massa atômica, calor específico e ponto de fusão.
e) massa atômica e calor específico.
Ligações químicas
	
Thalita Santana cruz
Os átomos dificilmente ficam sozinhos na natureza. Eles tendem a se unir uns aos outros, formando assim tudo o que existe hoje.
Alguns átomos são estáveis, ou seja, pouco reativos. Já outros não podem ficar isolados, precisam se ligar a outros elementos. As forças que mantêm os átomos unidos são fundamentalmente de natureza elétrica e são chamadas de ligações químicas.
Toda ligação envolve o movimento de elétrons nas camadas mais externas dos átomos, mas nunca atinge o núcleo.
Estabilidade dos gases nobres
De todos os elementos químicos conhecidos, apenas 6, os gases nobres ou raros, são encontrados na natureza na forma de átomos isolados. Os demais se encontram sempre ligados uns aos outros, de diversas maneiras, nas mais diversas combinações.
Os gases nobres são encontrados na natureza na forma de átomos isolados porque eles têm a última camada da eletrosfera completa, ou seja, com 8 elétrons. Mesmo o hélio, com 2 elétrons, está completo porque o nível K só permite, no máximo, 2 elétrons.
Regra do Octeto – Os elementos químicos devem sempre conter 8 elétrons na última camada eletrônica ou camada de valência. Na camada K pode haver no máximo 2 elétrons. Desta forma os átomos ficam estáveis, com a configuração idêntica à dos gases nobres.
Estabilidade dos gases nobres
A estabilidade dos gases nobres deve-se ao fato de que possuem a última camada completa, ou seja, com o número máximo de elétrons que essa camada pode conter, enquanto última. Os átomos dos demais elementos químicos, para ficarem estáveis, devem adquirir, através das ligações químicas, eletrosferas iguais às dos gases nobres.
Há três tipos de ligações químicas:
	- Ligação iônica – perda ou ganho de elétrons.
	- Ligação covalente – compartilhamento de elétrons.
	- Ligação metálica – átomos neutros e cátions mergulhados numa "nuvem" de elétrons.
Ligação iônica
A ligação iônica é resultado da alteração entre íons de cargas elétricas contrárias (ânions e cátions). Esta ligação acontece, geralmente, entre os metais e não metais.
Metais – 1 a 3 elétrons na última camada; tendência a perder elétrons e formar cátions. Elementos mais eletropositivos ou menos eletronegativos.
Não metais– 5 a 7 elétrons na última camada; tendência a ganhar elétrons e formar ânions. Elementos mais eletronegativos ou menos eletropositivos. Então:
METAL + NÃO METAL →  LIGAÇÃO IÔNICA
Exemplo: Na e Cl
Na (Z = 11)   K = 2  L = 8  M = 1
Cl (Z = 17)    K = 2  L = 8  M = 7
O Na quer doar 1 é   →   Na + (cátion)
O Cl quer receber 1 é   →   Cl –  (ânion)
O cloro quer receber 7é na última camada. Para ficar com 8é (igual aos gases nobres), precisa de 1é.
As ligações iônicas formam compostos iônicos que são constituídos de cátions e ânions. Tais compostos iônicos formam-se de acordo com a capacidade de cada átomo de ganhar ou perder elétrons. Essa capacidade é a valência.
Exemplo: Mg e Cl
Pode-se utilizar a “regra da tesoura”, onde o cátion passará a ser o número de cloros (não metal) na fórmula final e o ânion será o número de magnésio (metal).
Outro exemplo: Al e O
Neste caso, também foi utilizada a “regra da tesoura”. A fórmula final será chamada de íon fórmula.
Ligação covalente
A ligação covalente geralmente é feita entre os não metais e não metais, hidrogênio e não metais e hidrogênio com hidrogênio. Esta ligação é caracterizada pelo compartilhamento de elétrons.
O hidrogênio possui um elétron na sua camada de valência. Para ficar idêntico ao gás nobre hélio, com 2 elétrons na última camada, ele precisa de mais um elétron. Então, 2 átomos de hidrogênio compartilham seus elétrons, ficando estáveis:
Ex.  H (Z = 1)  K = 1
H – H  →  H2
O traço representa o par de elétrons compartilhados.
Ligação covalente
Nessa situação, tudo se passa como se cada átomo tivesse 2 elétrons em sua eletrosfera. Os elétrons pertencem ao mesmo tempo aos dois átomos, ou seja, os dois átomos compartilham os 2 elétrons. A menor porção de uma substância resultante de ligação covalente é chamada de molécula.
Então, o H2 é uma molécula ou um composto molecular. Um composto é considerado composto molecular ou molécula quando possui apenas ligações covalentes. Observe a ligação covalente entre dois átomos de cloro:
Fórmula de Lewis ou Fórmula Eletrônica
Fórmula Estrutural		Cl – Cl
Fórmula Molecular		Cl2
Ligação covalente
Conforme o número de elétrons que os átomos compartilham, eles podem ser mono, bi, tri ou tetravalentes.
A ligação covalente pode ocorrer também entre átomos de diferentes elementos, por exemplo, a água.
A água, no exemplo, faz três ligações covalentes, formando a molécula H2O. O oxigênio tem 6é na última camada e precisa de 2é para ficar estável. O hidrogênio tem 1 é e precisa de mais 1é para se estabilizar. Sobram ainda dois pares de elétrons sobre o átomo de oxigênio.
Ligação metálica
Ligação metálica é a ligação entre metais e metais. Formam as chamadas ligas metálicas, que são cada vez mais importantes para o nosso dia a dia.
No estado sólido, os metais se agrupam de forma geometricamente ordenados, formando as células, ou grades ou retículo cristalino. Uma amostra de metal é constituída por um grande número de células unitárias formadas por cátions desse metal.
Na ligação entre átomos de um elemento metálico, ocorre liberação parcial dos elétrons mais externos, com a consequente formação de cátions, que formam as células unitárias. Esses cátions têm suas cargas estabilizadas pelos elétrons que foram liberados e que ficam envolvendo a estrutura como uma nuvem eletrônica. São dotados de um certo movimento e, por isso, chamados de elétrons livres.
Ligação metálica
Essa movimentação dos elétrons livres explica por que os metais são bons condutores elétricos e térmicos. A consideração de que a corrente elétrica é um fluxo de elétrons levou à criação da Teoria da Nuvem Eletrônica ou Teoria do “Mar” de elétrons.
Pode-se dizer que o metal seria um aglomerado de átomos neutros e cátions, mergulhados numa nuvem ou "mar" de elétrons livres. Esta nuvem de elétrons funcionaria como a ligação metálica, que mantém os átomos unidos.
os metais apresentam uma série de propriedades bem características, como por exemplo o brilho metálico, a condutividade elétrica, o alto ponto de fusão e ebulição, a maleabilidade, a ductilidade, a alta densidade e a resistência à tração.
As ligas metálicas são a união de dois ou mais metais. Às vezes com não-metais e metais. As ligas têm mais aplicação do que os metais puros. 
Polaridade das ligações químicas
A eletronegatividade é a capacidade que um átomo tem de atrair para si o par de elétrons que ele compartilha com outro átomo em uma ligação covalente.
As medidas experimentais foram feitas pelo cientista Linus Pauling, que criou uma escala de eletronegatividade.
De acordo com a diferença de eletronegatividade dos elementos, pode-se classificar a ligação covalente em polar ou apolar.
Polaridade das ligações químicas
Δ=diferença de eletronegatividade
Ligação apolar Δ=0
A diferença de eletronegatividade tem que ser igual a zero. Geralmente, acontece em moléculas de átomos iguais.
Ligação polar Δ≠0
A diferença de eletronegatividade tem que diferente de zero. Geralmente, acontece em moléculas de átomos diferentes.
Polaridade das ligações químicas
Polaridade das moléculas
Durante as ligações químicas, podem sobrar elétrons do átomo central. Então:
	- molécula polar – quando não sobram elétrons do átomo central.
	- molécula apolar – quando sobram elétrons do átomo central.
Ligações intermoleculares
existem três tipos de interações intermoleculares. Elas servem somente para as substâncias que possuem ligações covalentes.
São elas:
	- Pontes de hidrogênio ou ligações de hidrogênio;
	- Forças dipolo-dipolo, dipolo-permanente ou dipolar;
	- Forças de London, Forças de Van der Waals ou dipolo-induzido.
Pontes de hidrogênio
Esta interação intermolecular pode ser chamada também de ligações de hidrogênio.
É realizada sempre entre o hidrogênio e um átomo mais eletronegativo, como flúor, oxigênio e nitrogênio.
É característico em moléculas polares. Podem ser encontradas no estado sólido e liquido.
É a ligação mais forte de todas, devido à alta eletropositividade do hidrogênio e à alta eletronegatividade do flúor, oxigênio e nitrogênio.
De um lado, um átomo muito positivo e, do outro, um átomo muito negativo. Isto faz com que a atração entre estes átomos seja muito forte. Por isso, em geral são sólidos ou líquidos. 
Pontes de hidrogênio
Uma consequência das pontes de hidrogênio que existem na água é a sua elevada tensão superficial. As moléculas que estão no interior do líquido atraem e são atraídas por todas as moléculas vizinhas, de tal modo que as essas forças se equilibram.
Já as moléculas da superfície só são atraídas pelas moléculas de baixo e dos lados. Consequentemente, essas moléculas se atraem mais fortemente e criam uma película parecida com uma película elástica na superfície da água.
Este fenômeno ocorre com todos os líquidos, mas com a água acontece mais intensamente.
A tensão superficial explica alguns fenômenos, como por exemplo o fato de alguns insetos caminharem sobre a água, e a forma esférica das gotas de água.
Dipolo-dipolo
Esta interação intermolecular pode ser chamada também de dipolo-permanente ou dipolar.
Ocorre em moléculas polares. É menos intensa que as pontes de hidrogênio.
Quando a molécula é polar, há de um lado um átomo mais eletropositivo e, do outro, um átomo mais eletronegativo.
Estabelece-se de modo que a extremidade negativa do dipolo de uma molécula se orienta na direção da extremidade positiva do dipolo de outra molécula.
Forças de London
Esta interação intermolecular pode ser chamada também de dipolo-induzido ou Forças de Van der Waals.
É a interação mais fraca de todas e ocorre em moléculas apolares. Neste caso, não há atração elétrica entre estas moléculas.
Deveriam permanecer sempre isoladas e é o que realmente acontece, porque em temperatura ambiente estão no estado gasoso.
São cerca de dez vezes mais fracas que as ligações dipolo-dipolo.
A molécula, mesmo sendo apolar, possui muitos elétrons, que se movimentam rapidamente. Pode acontecer, em um dado momento, de uma molécula estar com maiselétrons de um lado do que do outro.
Esta molécula estará portanto momentaneamente polarizada e, por indução elétrica, irá provocar a polarização de uma molécula vizinha (dipolo induzido), resultando uma fraca atração entre ambas. Esta atração é a Força de London.
Geometria molecular
A geometria molecular explica como estão dispostos os átomos dentro da molécula.
Os átomos tendem a ficar numa posição mais espaçada e esparramada possível. Assim, conseguem adquirir a estabilidade.
Geometria molecular
Linear
Para moléculas diatômicas (com dois átomos)
Polar – átomos diferentes: HCl    H – Cl
Apolar – átomos iguais: H2    H – H
Para moléculas triatômicas (com três átomos)
Sem sobra de elétrons do elemento central. Apolares.
Formam um ângulo de 180°.
Geometria molecular
Angular
Para moléculas triatômicas, com sobra de elétrons. Polares.
Formam um ângulo de 109°28´.
Geometria molecular
Trigonal planar
Para moléculas tetratômicas, sem sobra de elétrons. Apolares.
Geometria molecular
Piramidal
Para moléculas tetratômicas, com sobra de um par de elétrons. Polares.
Geometria molecular
Tetraédrica
Para moléculas pentatômicas com átomo central. Apolares.