Geometria Molecular: Teoria e Exemplos

Prévia do material em texto

Geometria Molecular
Aula 01 - Química
O que é a geometria molecular?
O que é ligação covalente? é a interação interatômica entre átomos de natureza não metálica por meio do compartilhamento de elétrons.
A disposição dos átomos em uma molécula está baseada na teoria da repulsão de pares eletrônicos, que afirma que os elétrons presentes nas nuvens eletrônicas ao redor de um átomo central repelem-se (afastam-se), alterando o posicionamento dos átomos, determinando, assim, a geometria molecular.
É o formato adotado por uma molécula constituída por ligação covalente no plano espacial. Essa forma baseia-se na maneira como os átomos que compõem a molécula, que deve apresentar mais de dois átomos, estão dispostos em torno do átomo central.
Obs.: Nuvem eletrônica é o par de elétrons formado por uma ligação entre dois átomos ou entre elétrons da camada de valência do átomo central que não estejam participando de uma ligação química.
Na + Cl = Na+ + Cl- = NaCl
FÓRMULA DE LEWIS
Na fórmula de Lewis, cada par de elétrons compartilhado representa uma ligação química (covalente), em que os elétrons se encontram na região da eletrosfera que é comum a cada par de átomos que estão unidos. Por isso, na representação, eles são colocados lado a lado.
H2			O2
Eletronegatividade
Aumenta
Linear
Linear
Trigonal plana
Bipiramidal ou piramidal
Gases nobres geralmente não entram
Na geometria
1 – Geometria Linear: ocorre quando há uma molécula diatômica (dois átomos) ou triatômica (três átomos) na qual o átomo central está ligado diretamente a outros dois átomos. 
Representação: X – X ou X – Y – X 
Ex: I2, O2, CO2
2 – Geometria Angular: ocorre quando há uma molécula triatômica (três átomos) cujo átomo central liga-se diretamente a dois outros átomos. Essa ligação apresenta, obrigatoriamente, uma ou duas nuvens eletrônicas não ligantes.
Representação: 
Ex: H2O
X
X
Y
Na molécula do CO2, há três átomos: um átomo de carbono ligado a dois átomos de oxigênio. Nessa estrutura, todos os quatro elétrons da camada de valência do carbono estão participando das ligações químicas.
Na molécula de H2O , há três átomos: um átomo de oxigênio ligado a dois átomos de hidrogênio. Nessa formação, apenas dois dos seis elétrons da camada de valência do oxigênio estão participando das ligações químicas. Logo, há duas nuvens não ligantes.
O=C=O
..
..
O
H
H
..
..
3 – Geometria Trigonal Plana: ocorre quando se tem uma molécula tetratômica (quatro átomos) na qual o átomo central liga-se diretamente a três outros átomos. Nessa estrutura, não há nuvem eletrônica não ligante.
Representação: 
Ex: BH3
4 – Geometria Piramidal: ocorre quando há uma molécula tetratômica (quatro átomos) cujo átomo central liga-se diretamente a três outros átomos. Essa estrutura apresenta, obrigatoriamente, uma nuvem eletrônica não ligante.
Representação: 
Ex: PH3
X
X
Y
X
H
H
P
H
A molécula do BH3 é formada por quatro átomos: um átomo de boro ligado a três átomos de hidrogênio. Nessa molécula, todos os três elétrons da camada de valência do boro estão participando das ligações químicas.
Na molécula do PH3, há quatro átomos: um átomo de fósforo ligado a três átomos de hidrogênio. Nessa formação, apenas três dos cinco elétrons da camada de valência do fósforo estão participando das ligações químicas. Logo, há uma nuvem não ligante.
..
5 – Geometria Tetraédrica: ocorre quando há uma molécula pentatômica (cinco átomos) cujo átomo central, que não apresenta nuvem eletrônica não ligante, liga-se diretamente a quatro outros átomos.
Representação: 
Ex: SiH4, CH4
6 – Geometria Bipiramidal: ocorre quando há uma molécula hexatômica (seis átomos) cujo átomo central liga-se diretamente a cinco outros átomos. Nesse caso, não há nuvem eletrônica não ligante.
Representação: 
Ex: PH5
X
X
Y
X
X
X
Y
X
X
Na molécula do SiH4, há cinco átomos: um átomo de silício ligado a quatro átomos de hidrogênio. Todos os quatro elétrons da camada de valência do silício estão participando das ligações químicas.
X
X
Na molécula do PH5, há seis átomos: um átomo de fósforo ligado a cinco átomos de hidrogênio. Todos os cinco elétrons da camada de valência do fósforo estão participando das ligações químicas.
7 – Geometria Octaédrica: ocorre quando há uma molécula heptatômica (sete átomos) na qual o átomo central liga-se diretamente a seis outros átomos. Nesse caso, não há nuvem eletrônica não ligante.
Representação: 
Ex: SF6
Na molécula do SF6, há sete átomos: um átomo de enxofre ligado a seis átomos de flúor. Todos os seis elétrons da camada de valência do enxofre estão participando das ligações químicas.
X
X
X
Y
X
X
X
Exercícios
Escreva as fórmulas eletrônicas de Lewis, a quantidade de nuvens eletrônicas ao redor do átomo central, quantos átomos estão ligados ao átomo central e, por fim, a geometria molecular dos seguintes compostos:
a)      HBr
b)      H2S
c)      H2
d)      O2
e)      CO
f)       BeCl2
g)      SO2
h)      BF3
i)       H2O
j)       NH3
k)      CH4
H – Br
H* *Br 
..
..
..
Linear
H – S – H 
..
..
Linear
2 nuvens eletrônicas
4 elétrons disponíveis
3 nuvens eletrônicas
6 elétrons disponíveis
H – H , Linear, 0 nuvens 
O = O Linear 
..
..
..
..
4 nuvens eletrônicas
8 elétrons disponíveis
C = O
..
..
..
Linear
3 nuvens
6 elétrons disponíveis
Cl – Be – Cl 
..
..
..
..
..
..
Linear 
6 nuvens eletrônicas
12 elétrons disponíveis
O = S = O
..
..
..
..
.
.
Linear
4 nuvens
10 elétrons disponíveis
B
F
F
F
..
..
..
..
..
..
..
..
..
Trigonal Plana
9 nuvens 
18 elétrons disponíveis
Exercícios
(UEM – PR) Considerando a molécula de amônia, assinale a alternativa correta.
a) A geometria molecular corresponde a um tetraedro regular.
b) O átomo de nitrogênio e dois átomos de hidrogênio ocupam os vértices de um triângulo equilátero.
c) O centro da pirâmide formada pelos átomos de nitrogênio e pelos átomos de hidrogênio é ocupado pelo par de elétrons livres.
d) Os átomos de hidrogênio ocupam os vértices de um triângulo equilátero.
e) As arestas da pirâmide formada pelos átomos de nitrogênio e pelos átomos de hidrogênio correspondem a ligações iônicas.
NH3
N
H
H
H – N – H 
 |
 H 
..
H
Exercícios
(PUC-RJ) De acordo com a Teoria da repulsão dos pares eletrônicos da camada de valência, os pares de elétrons em torno de um átomo central se repelem e se orientam para o maior afastamento angular possível. Considere que os pares de elétrons em torno do átomo central podem ser uma ligação covalente (simples, dupla ou tripla) ou simplesmente um par de elétrons livres (sem ligação).
Com base nessa teoria, é correto afirmar que a geometria molecular do dióxido de carbono é:
a) trigonal plana.
b) piramidal.
c) angular.
d) linear.
e) tetraédrica.
CO2
O=C=O
FORÇAS INTERMOLECULARES
Forças intermoleculares são as forças exercidas para manter unidas duas ou mais moléculas.
Elas correspondem a ligações químicas que têm a função de unir ou repelir as moléculas de um composto.
As forças intermoleculares provocam estados físicos diferentes nos compostos químicos. Essa interação pode ser mais ou menos forte, conforme a polaridade das moléculas.
CLASSIFICAÇÃO
As forças intermoleculares são classificadas em três tipos que variam conforme a intensidade:
Ligação de Hidrogênio: Ligação de forte intensidade.
Dipolo Permanente ou dipolo-dipolo: Ligação de média intensidade.
Dipolo Induzido ou Forças de London: Ligação de fraca intensidade.
O conjunto das forças intermoleculares também pode ser chamado de Forças de Van der Waals.
POLARIDADE DAS MOLÉCULAS
A polaridade de uma ligação e de uma molécula está relacionada à distribuição dos elétrons ao redor dos átomos. Se essa distribuição for simétrica, a molécula será apolar, mas se for assimétrica, sendo que uma das partes da molécula possui maior densidade eletrônica, então se trata de uma molécula polar.
Ao analisarmos as estruturas das moléculas, podemos determinar se elas são polares ou não, levando em consideração dois fatores importantes: a diferença de eletronegatividade entreos átomos e a geometria da molécula.
1º) Eletronegatividade entre os átomos:
Se a molécula for formada por ligações entre átomos dos mesmos elementos químicos, isto é, se forem substâncias simples, tais como O2, H2, N2, Cℓ2, P4, S8, etc., elas serão apolares, porque não há diferença de eletronegatividade entre os seus átomos.
A única exceção é a molécula de ozônio (O3), que será vista mais adiante.
Se a molécula for diatômica e formada por elementos de eletronegatividades diferentes, então, a molécula será polar. Exemplos: HCℓ, HF, HBr e HI.
POLARIDADE DAS MOLÉCULAS
2º) Geometria da molécula:
A geometria da molécula interfere em como os elétrons estarão distribuídos nela e, consequentemente, na sua polaridade. Se a molécula for formada por três átomos ou mais, teremos que analisar cada ligação que é feita e a geometria da molécula. Veja um exemplo: CO2 – molécula linear:
Observe que o oxigênio é mais eletronegativo que o carbono, por isso, os elétrons das ligações são mais atraídos para os oxigênios. Neles é formada uma carga parcial negativa (δ-), enquanto no carbono é formada uma carga parcial positiva (δ+). A multiplicação da distância entre os núcleos dos átomos ligados com essas cargas em módulo (isto é, somente o número sem sinal de positivo ou negativo) é chamada de momento dipolar e é representada por μ.
POLARIDADE DAS MOLÉCULAS
Esse momento dipolar é indicado por setas que apontam na direção do elemento mais eletronegativo, que atrai os elétrons: O ← C → O. Isso mostra que essa grandeza é um vetor (grandeza que apresenta módulo ou intensidade, direção e sentido). Portanto, ele é mais bem representado por: 
Somando-se todos os vetores, encontramos o momento dipolar resultante, que nesse caso deu igual a zero porque os dois momentos dipolares possuem valores iguais, mas vão em direções opostas, anulando-se.
Quando o vetor momento dipolar resultante der igual a zero, a molécula é apolar, mas se der diferente de zero, ela será polar.
Portanto, no caso da molécula de CO2, ela é apolar.
Agora, veja outro exemplo: H2O – geometria angular (porque o oxigênio possui dois pares de elétrons disponíveis no nível mais externo, que repelem os elétrons das ligações com os hidrogênios):
POLARIDADE DAS MOLÉCULAS
Os elétrons são atraídos para o oxigênio. Mas, nesse caso, os vetores não se anulam, porque a geometria molecular da água é angular, já que suas direções não são opostas, dando um vetor momento dipolar resultante diferente de zero e, portanto, a molécula de água é polar.
LIGAÇÃO DE HIDROGÊNIO
A ligação ou ponte de hidrogênio ocorre em moléculas polares que têm o hidrogênio unido à elementos eletronegativos e com volume atômico baixo, como o oxigênio (O), flúor (F) e nitrogênio (N).
É a força intermolecular mais forte, pois existe uma grande diferença de eletronegatividade entre os elementos.
Um exemplo de ligação de hidrogênio ocorre na molécula de água (H2O) nos estados sólido e líquido.
Na água líquida essa interação ocorre de forma desordenada, enquanto que no gelo as moléculas dispõem-se tridimensionalmente em uma estrutura cristalina organizada.
DIPOLO-DIPOLO
O dipolo-dipolo ocorre entre as moléculas dos compostos polares e é considerada uma interação de força intermediária.
Os elétrons estão distribuídos de forma assimétrica e assim o elemento mais eletronegativo atrai os elétrons para si.
Nas ligações dipolo-dipolo, as moléculas polares interagem de maneira que os polos opostos sejam preservados.
Com o exemplo acima, podemos perceber que a interação dipolo-dipolo ocorre devido à atração entre os polos de carga oposta.
O polo negativo (cloro) atrai o polo positivo (hidrogênio) da molécula vizinha.
DIPOLO INDUZIDO
O dipolo induzido é constituído pela atração não gravitacional que ocorre em todas as moléculas e é o único tipo de atração entre moléculas apolares.
Os elétrons estão distribuídos de forma uniforme e não há formação de dipolo elétrico. Porém, quando as moléculas apolares se aproximam induzem a formação de dipolos temporários.
Nos estados sólido e líquido, as moléculas estão tão próximas que forma-se uma deformação instantânea das nuvens eletrônicas e originam-se polos positivo e negativo.
Exercícios
(UFPE-Adaptado) Interações intermoleculares são propriedades de diversas moléculas, muitas delas vitais para os seres vivos, tais como as moléculas de água e de proteínas. Sobre esse assunto, julgue os itens a seguir:
a) O álcool etílico (etanol) apresenta interações do tipo ligações de hidrogênio. - V
b) A molécula de água apresenta interações do tipo ligações de hidrogênio. - V
c) A molécula de água apresenta interações do tipo dipolo-dipolo. - F
d) A molécula de dióxido de carbono apresenta interações do tipo dipolo induzido. - V
(PUC-PR) O dióxido de carbono, presente na atmosfera e nos extintores de incêndio, apresenta ligação entre os seus átomos do tipo....... e suas moléculas estão unidas por ....... .
Os espaços acima são corretamente preenchidos pela alternativa:
a) covalente apolar - forças de Van der Waals
b) covalente apolar - atração dipolo induzido-dipolo induzido
c) covalente polar - ligações de hidrogênio
d) covalente polar - forças de Van der Waals
e) covalente polar - atração dipolo-dipolo
CH3CH2OH
Exercícios
A seguir temos quatro substâncias representadas por suas moléculas:
1. C2H6
2. H3C ─ CH2 ─ CH2 ─ OH
3. H2C ─ CH2 ─ CH2
         │                │
         OH            OH
4. C3H8 
No estado líquido, os tipos de forças intermoleculares que existem em cada uma dessas substâncias são, respectivamente:
a)      dipolo induzido, ligação de hidrogênio, dipolo-dipolo, dipolo induzido
b)      dipolo induzido, ligação de hidrogênio, ligação de hidrogênio, dipolo induzido
c)      dipolo induzido, ligação de hidrogênio, dipolo induzido, dipolo-dipolo
d)     ligação de hidrogênio, dipolo-dipolo, dipolo-dipolo, ligação de hidrogênio
e)      todas são ligações de hidrogênio
Apolar
3HC – CH3
Polar
Apolar
Apolar
Exercícios
(Fameca–SP) Compostos HF, NH3 e H2O apresentam elevados pontos de fusão e de ebulição quando comparados a H2S e HCl, por exemplo, devido:
a) às forças de van der Waals;
b) às forças de London;
c) às ligações de hidrogênio;
d) às interações eletrostáticas;
e) às ligações iônicas.
 A água tem maior ponto de ebulição, porque apresenta:
a) molécula com 10 elétrons
b) geometria angular
c) hibridação sp3
d) ligações por pontes de hidrogênio
e) ligações do s – p
Exercícios
Relacione as colunas abaixo e indique quais são as principais forças intermoleculares (coluna I) que ocorrem entre as moléculas das substâncias moleculares listadas na coluna II.
Coluna I:
I- Ligação de hidrogênio;
II- Interação dipolo-dipolo;
III- Interação dipolo induzido-dipolo induzido.
Coluna II:
a) Amônia (NH3). - I
b) Água (H2O). - I
c) Acetaldeído (CH2O). - II
d) Bromo (Br2). - III
e) Cianeto de hidrogênio (HCN). - II
Exercícios
(FGV-SP) O conhecimento das estruturas das moléculas é um assunto bastante relevante, já que as formas das moléculas determinam propriedades das substâncias como odor, sabor, coloração e solubilidade. As figuras apresentam as estruturas das moléculas de CO2, H2O, NH3, CH4, H2S e PH3.
Quanto às forças intermoleculares, a molécula que forma ligações de hidrogênio (pontes de hidrogênio) com a água é:
a) H2S. - Polar
b) CH4. - Apolar
c) NH3 - PoLar
d) PH3. - Polar
e) CO2. - Apolar