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UNIDADE 10: Geometria Molecular e Polaridade de Moléculas 
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Já sabemos que os átomos tendem a se 
unir, formando ligações, com o objetivo de diminuir 
sua energia em relação aos átomos isolados, ou 
seja, realizam ligações químicas com o intuito de 
se estabilizar. Podemos, assim, dizer que os 
elementos químicos perdem, ganham ou 
compartilham elétrons com o simples objetivo de 
adquirirem configuração eletrônica similar à de um 
gás nobre. Como consequência dos diferentes 
tipos de interação que os átomos podem realizar, 
teremos as diferentes propriedades físico 
químicas dos compostos químicos: uns são 
solúveis em água, outros não. Alguns compostos 
possuem uma enorme facilidade de conduzir 
corrente elétrica, outros já se comportam como 
isolantes. Porém, não são só as ligações 
químicas que são determinantes dessas 
características: temos também o arranjo espacial 
adquirido pelas moléculas como de suma 
importância como base para a compreensão 
dessa enorme gama de diferentes propriedades. 
As moléculas assumem diversos formatos 
como consequência da resultante entre as forças 
atrativas (as ligações químicas) e repulsivas entre 
seus constituintes. Chamaremos esses arranjos 
espaciais de Geometrias Moleculares. Mas, para 
compreender as geometrias moleculares 
precisamos, primeiramente, entender como 
funcionam essas forças repulsivas, já que as 
atrativas foram estudadas anteriormente. 
 
Modelo VSEPR 
 
A sigla da teoria “VSEPR”, em inglês: 
“Valency Shell Electron Pair Repulsion”, que pode 
ser traduzida para “Teoria de Repulsão dos Pares 
Eletrônicos da Camada de Valência”, é, na 
verdade, uma regra geral para as possíveis 
interações de repulsão que teremos entre os pares 
de elétrons envolvidos nas ligações (pares 
ligantes ou pares compartilhados - PC) e os pares 
eletrônicos que não estão envolvidos nas ligações 
(não ligantes ou isolados - PI). Por exemplo, na 
molécula do gás cloro, podemos observar que a 3 
pares de elétrons não ligantes (PI) em cada um 
dos átomos e 1 par de elétrons ligantes sendo 
compartilhado entre os dois: 
 
Figura 1: Representação dos tipos de pares eletrônicos presentes nos 
compostos covalentes. 
 
Tendo em vista os tipos de pares 
eletrônicos existentes, podemos então 
estabelecer três tipos de repulsões eletrônicas 
diferentes, que serão listadas da seguinte 
maneira: 
 
Figura 2: Representação das possíveis repulsões eletrônicas e suas intensidades 
Vale também ressaltar que a intensidade 
dessas repulsões vai ser analisada nas forças 
existentes entre o átomo central e as ligações que 
o cercam, isto é, basta nos importarmos com os 
pares de elétrons livres presentes no átomo 
central da molécula. Os elétrons não ligantes 
(pares isolados) dos átomos periféricos (ligados 
ao átomo central) não serão relevantes, por hora, 
para a determinação da geometria molecular. 
Como consequência das diferentes forças 
repulsivas entre os átomos presentes nas 
moléculas covalentes, teremos os possíveis 
formatos adotados pelas moléculas, que serão 
chamados de “Geometrias Moleculares”. 
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GEOMETRIAS MOLECULARES 
 
1. Geometria Linear (Digonal) 
Geralmente quando possuímos moléculas 
diatômicas ou moléculas triatômicas onde não há 
sobra de pares eletrônicos no átomo central. 
 
 
 
 
 
 
 
Podemos afirmar que toda molécula 
diatômica será linear. Porém, quando a molécula 
for triatômica e seu elemento central não possuir 
pares de elétrons não ligantes, a molécula em 
questão será linear. 
 
2. Geometria Angular 
Trata-se de uma distorção da geometria linear. 
De uma maneira mais objetiva: basta 
considerarmos a presença de pelo menos um par 
de elétrons livres no átomo central da molécula em 
questão, o que já será suficiente para distorcer o 
arranjo espacial, dando à molécula o formato de 
composto de geometria angular. Podemos citar 
como exemplo a molécula de água (H2O), que terá 
geometria angular. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
3. Geometria Trigonal (trigonal plana ou 
trigonal planar) 
A geometria trigonal, muito conhecida 
também como trigonal plana ou trigonal planar, 
será o formato resultante quando o átomo central, 
sem nenhum par de elétrons isolado, possuir 3 
ligantes conectados a si. 
 
 
 
 
4. Geometria Piramidal 
A geometria piramidal será uma derivada 
direta da geometria trigonal. Basta que 
acrescentemos um par de elétrons no átomo 
central de uma molécula trigonal para que as 
repulsões PI – PC tornem –se mais fortes que as 
repulsões PC – PC existentes na molécula 
trigonal. Assim, teremos um arranjo espacial que 
lembra uma pirâmide de base triangular. 
 
 
 
 
 
5. Geometria Tetraédrica 
A geometria tetraédrica pode ser 
compreendida se substituirmos o par de elétrons 
não ligantes do átomo central por uma ligação com 
um outro elemento químico, logo, teremos a 
seguinte forma resultante: 
 
 
 
 
 
Essas cinco primeiras geometrias são as 
geometrias mais simples e tradicionais. Teremos 
também algumas geometrias pouco estudadas em 
nível médio, mas, que valem muito uma análise 
por serem mais complexas e fugirem um pouco à 
teoria do octeto. 
 
6. Bipirâmide Trigonal 
A geometria em questão pode ser 
entendida se adicionarmos mais um ligante ao 
átomo central de uma molécula tetraédrica. Já que 
não há pares de elétrons livres no átomo central, 
esse novo ligante irá exercer uma repulsão sobre 
os outros átomos, gerando um novo arranjo 
estrutural que pode ser visualizado da seguinte 
maneira: 
Figura 3: Molécula linear 
diatômica 
 
Figura 4: Molécula linear triatômica 
Figura 5: Modelo de um possível 
arranjo angular 
Figura 6: Molécula de água 
Figura 7: Arranjo trigonal plano Figura 8: Molécula de BF3 
Figura 9: Arranjo piramidal Figura 10: Molécula de NH3 
Figura 11: Arranjo tetraédrico Figura 12: Molécula de CH4 
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7. Bipirâmide de Base Quadrada (Geometria 
Octaédrica) 
Podemos construir a geometria octaédrica 
adicionando mais um ligante ao átomo central de 
uma molécula Bipiramidal trigonal e, assim, obter 
o seguinte formato: 
 
 
 
 
 
A geometria em forma T será obtida 
quando tivermos 3 ligantes conectados ao átomo 
central, mas ainda assim restarem 2 pares 
eletrônicos não ligantes conectados ao átomo 
central. Assim, teremos o seguinte arranjo 
estrutural: 
 
 
 
 
 
8. Geometria Gangorra: 
Moléculas com essa geometria são 
bastante raras e podem ser entendidas a partir de 
uma geometria tetraédrica. Ao adicionarmos um 
par de elétrons não ligantes à uma molécula 
tetraédrica, teremos uma nova repulsão existente 
além das repulsões PC – PC: teremos agora 
também repulsões PI – PC, que irão gerar o 
formato em questão: 
 
 
 
 
9. Geometria Quadrática Plana: 
Moléculas com essa geometria são 
também bastante raras e, geralmente, são 
formadas com gases nobres sendo os elementos 
centrais. Um dos principais exemplos é quando 
Flúor e Xenônio se ligam, formando o tetrafluoreto 
de xenônio. A molécula irá adquirir um formato 
quadrático plano quando houverem quatro 
ligantes e dois pares eletrônicos livres no átomo 
central. 
 
 
 
 
 
Agora, vistos alguns dos os principais 
arranjos espaciais existentes, podemos partir para 
a análise da polaridade das moléculas, ou seja, 
como faremos com moléculas simples para 
determinar se tratasse de um composto polar ou 
apolar. 
 
DETERMINANDO A POLARIDADE DAS 
MOLÉCULAS 
 
Para determinarmos se uma molécula é polar 
ou apolar, precisamosfazer uma análise em cima 
de sua fórmula espacial, isto é, uma análise 
vetorial em cima de sua estrutura. Para isso, 
seguiremos o seguinte passo a passo: 
1) Determinar o átomo central (Sempre o que 
está em menor quantidade e faz mais 
ligações) 
2) Montar a fórmula eletrônica (Lewis) 
3) Determinar o arranjo espacial (Geometria 
molecular) 
4) Análise vetorial da molécula, onde: 
- Momento dipolar resultante = 0 Molécula 
apolar 
Figura 13: Arranjo Bipirâmide 
Trigonal 
Figura 14: Molécula de PCl5 
Figura 15: Arranjo Octaédrico Figura 16: Molécula de SF6 
Figura 17: Arranjo em forma "T" Figura 18: Molécula de ClF3 
Figura 19: Arranjo em gangorra Figura 20: Molécula de SF4 
Figura 21: Arranjo quadrático plano Figura 22: Tetrafluoreto de 
xenônio - XeF4 
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- Momento dipolar resultante ≠ 0 
 Molécula polar 
CARÁTER DA LIGAÇÃO 
 
Em uma ligação química entre dois 
elementos com valores de eletronegatividades 
diferentes, a diferença entre esses valores de 
eletronegatividade (Δx) dos elementos formadores 
da ligação irá caracterizar a ligação como uma 
ligação covalente polar. Assim, feita esta breve 
análise, devemos fazer uma análise vetorial sobre 
a molécula, onde iremos acrescentar um vetor 
apontando sempre para o átomo mais 
eletronegativo. 
 
Δx = 0 Ligação covalente apolar 
 
Δx > 0 Ligação covalente polar 
 
A análise vetorial deve ser realizada da seguinte 
forma: 
 
Iremos analisar ligação por ligação e 
determinar o caráter de cada uma como ligação 
polar ou apolar. Quando a ligação for polar, 
devemos colocar um vetor apontando para o 
átomo mais eletronegativo. Quando a ligação for 
apolar, não há necessidade de se colocar nenhum 
vetor. 
Assim, iremos fazer uma soma dos 
vetores. Se houver um vetor resultante, iremos 
classificar a molécula como polar. Se a resultante 
da soma dos vetores for nula, iremos classificar a 
molécula como apolar. 
 
Exemplos: 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
01. Leia o texto a seguir. 
Os raios que ocorrem na atmosfera e a 
queima de combustíveis derivados do 
petróleo contendo hidrocarbonetos e 
compostos de enxofre (mercaptanas) 
contribuem para a produção de várias 
substâncias, dentre as quais pode-se 
destacar: CO2, CO, H2O, NO, SO2 e até 
mesmo, em pequenas quantidades, NO2 e 
SO3. Algumas destas emissões são, em 
parte, responsáveis pelo aumento do efeito 
estufa e pela formação da chuva ácida. 
Sobre a geometria das moléculas, 
considere as afirmativas a seguir. 
 
I. A molécula do CO2(g) é linear, porque o 
átomo central não possui pares de elétrons 
disponíveis. 
II. A molécula H2O(l) é angular, porque o 
átomo central possui pares de elétrons 
disponíveis. 
III. A molécula do SO2(g) é angular, porque o 
átomo central possui pares de elétrons 
disponíveis. 
IV. A molécula do SO3(g) é piramidal, porque o 
átomo central possui pares de elétrons 
disponíveis. 
Estão corretas apenas as afirmativas: 
 
a) I e III. 
b) I e IV. 
c) II e IV. 
d) I, II e III. 
e) II, III e IV. 
 
02. As interações entre os íons produzem 
aglomerados, com formas geométricas 
definidas, denominados retículos 
cristalinos, característicos dos sólidos 
iônicos. Por outro lado, as moléculas 
surgem do compartilhamento de elétrons 
entre os átomos, que as constituem e 
apresentam geometrias próprias. 
Considerando as moléculas de dióxido de 
carbono, de trióxido de enxofre, de água, de 
amônia e de tetracloreto de carbono, é 
correto afirmar que suas respectivas 
geometrias moleculares são: 
 
 
ATIVIDADES PROPOSTAS 
 
 
Figura 23: molécula de água - 
POLAR 
Figura 24: molécula de Dióxido 
de carbono - APOLAR 
Figura 25: Tetracloreto de 
Carbono - Apolar 
Figura 26: Tricloro metano - 
Polar 
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a) angular; piramidal; angular; trigonal; 
bipirâmide trigonal. 
b) trigonal; linear; piramidal; angular; 
tetraédrica. 
c) linear; piramidal; angular; trigonal; 
tetraédrica. 
d) linear; trigonal; angular; piramidal; 
tetraédrica. 
e) angular; linear; piramidal; tetraédrica; 
tetraédrica. 
 
03. O modelo abaixo representa processos de 
mudanças de estado físico para uma 
substância pura. 
 
 
 
sistema a sistema b sistema c
IV III
V
 
De acordo com a representação 
geométrica utilizada no modelo acima, é 
correto afirmar que a substância envolvida 
nas mudanças de estado físico é: 
 
a) H2O 
b) CO2 
c) HClO 
d) HCN 
 
04. A emissão de substâncias químicas na 
atmosfera, em níveis elevados de 
concentração, pode causar danos ao 
ambiente. Dentre os poluentes primários, 
destacam-se os gases CO2, CO, SO2 e CH4. 
Esses gases, quando confinados, escapam 
lentamente, por qualquer orifício, por meio 
de um processo chamado efusão. 
A molécula que apresenta geometria 
tetraédrica é: 
 
a) CO2 
b) SO2 
c) CO 
d) CH4 
e) XeF4 
 
05. Relacione a fórmula, forma geométrica e 
polaridade a seguir, assinalando a opção 
CORRETA: 
 
 Fórmula Forma Geométrica Polaridade 
 
a) CO2 linear polar 
b) CCl4 tetraédrica polar 
c) NH3 piramidal apolar 
d) BeH2 linear apolar 
 
06. Sejam dadas as seguintes moléculas: H2O, 
BeH2, BCl3 e CCl4. 
As configurações espaciais dessas moléculas 
são, respectivamente: 
 
a) angular, linear, trigonal, tetraédrica 
b) angular, trigonal, linear, tetraédrica 
c) angular, linear, piramidal, tetraédrica 
d) trigonal, linear, angular, tetraédrica 
e) angular, linear, trigonal e piramidal 
 
A capacidade que um átomo tem de atrair 
eletrons de outro átomo, quando os dois formam 
uma ligação química, é denominada 
eletronegatividade. Esta é uma das propriedades 
químicas consideradas no estudo da polaridade 
das ligações. 
 
07. Consulte a Tabela Periódica e assinale a 
opção que apresenta, corretamente, os 
compostos H2O, H2S e H2Se em ordem 
crescente de polaridade. 
 
a) H2Se < H2O < H2S 
b) H2S < H2Se < H2O 
c) H2S < H2O < H2Se 
d) H2O < H2Se < H2S 
e) H2Se < H2S < H2O 
 
08. Considere as seguintes estruturas: 
S
H
H
| | H
C|| || SS
F
N
|
|| | N
I-
II-
III-
IV- 
 
 Correspondem a moléculas polares: 
 
a) I e II 
b) I e III 
c) II e III 
d) II e IV 
e) III e IV 
 
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09. Na escala de eletrônegatividade, temos: 
Li H Br N O 
1,0 2,1 2,8 3,0 3,5 
 
Esses dados permitem afirmar que, entre as 
moléculas a seguir, a mais polar é: 
 
a) O2(g). 
b) LiBr(g) 
c) NO(g) 
d) HBr(g) 
e) Li2(g). 
 
10. Sejam as substâncias: 
I. água (H2O) 
II. álcool metílico (H3CO4) 
III. Sulfeto de carbono (CS2) 
IV. Tetracloreto de carbono (CCI4) 
Orientam-se sob influência de um campo 
elétrico externo as moléculas: 
 
a) apenas II e IV 
b) nenhuma 
c) somente I e II 
d) todas. 
e) apenas I. 
 
11. O gás carbônico (CO2) apresenta: 
 
a) quatro ligações covalentes comuns pola-
res e molécula apolar. 
b) quatro ligações covalentes comuns pola-
res e molécula polar. 
c) quatro ligações covalentes comuns apo-
lares e molécula apolar. 
d) quatro ligações covalentes comuns apo-
lares e molécula polar. 
e) quatro ligações covalentes dativas e mo-
lécula apolar. 
 
12. Assinale a alternativa onde só aparecem 
moléculas apolares. 
 
a) BCl3, H2Se, CO2 e H2; 
b) NH3, CCl4, CH4 e HCl; 
c) CCl4, BCl4, CO2 e BeH2; 
d) H2, N2, H2S e O3; 
e) BCl3, BeCl2, CO2 e H2O 
 
13. Indique a molécula apolar com ligações 
polares: 
 
a) H2O 
b) HCl 
c) O2d) CH4 
e) CHCl3 
 
14. Uma substância polar tende a se dissolver 
em outra substância polar. Com base nesta 
regra, indique como será a mistura 
resultante após a adição de bromo (Br2) à 
mistura inicial de tetracloreto de carbono 
(CCl4) e água (H2O). 
 
a) Homogênea, com o bromo se dissolvendo 
completamente na mistura. 
b) Homogênea, com o bromo se dissolvendo 
apenas no CCl4. 
c) Homogênea, com o bromo se dissolvendo 
apenas na H2O. 
d) Heterogênea, com o bromo se dissolvendo 
principalmente no CCl4. 
e) Heterogênea, com o bromo se dissolvendo 
principalmente na H2O. 
 
15. A molécula apolar que apresenta ligações 
covalentes polares é: 
 
a) Cl2 
b) CO 
c) NH3 
d) O3 
e) CCl4 
 
 
 
QUESTÃO 01 Gabarito: [D]. 
 
QUESTÃO 02 Gabarito: [D]. 
 
QUESTÃO 03 Gabarito: [A]. 
 
QUESTÃO 04 Gabarito: [D]. 
 
QUESTÃO 05 Gabarito: [D]. 
 
GABARITOS 
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QUESTÃO 06 Gabarito: [A]. 
 
QUESTÃO 07 Gabarito: [E]. 
 
QUESTÃO 08 Gabarito: [B]. 
 
QUESTÃO 09 Gabarito: [B]. 
 
QUESTÃO 10 Gabarito: [C]. 
 
QUESTÃO 11 Gabarito: [A]. 
 
QUESTÃO 12 Gabarito: [C]. 
 
QUESTÃO 13 Gabarito: [D]. 
 
QUESTÃO 14 Gabarito: [D]. 
 
QUESTÃO 15 Gabarito: [E]. 
 
 
Referencial Teórico: 
FONSECA, Martha Reis Marques da. Coleção de 
Química: Parte 01, Parte 02 e Parte 03. São 
Paulo: Editora Atica, 2014. 
 
FONSECA, Martha Reis Marques 
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FTD S.A., 2001, 624 p. 
 
TITO CANTO. Química na abordagem do 
cotidiano, volume 1, 5ª edição, ed moderna, São 
Paulo, 2009. 
 
FELTRE, R. Química Geral. 7ª edição, ed 
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FELTRE, R. Físico-Química. 7ª edição, ed 
moderna, São Paulo, 2008. 
 
FELTRE, R. Química Orgânica. 7ª edição, ed 
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USBERCO, João; Salvador, 
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LEMBO, Antonio; Groto,Robson. Química - Geral e 
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MENDES, Aristênio. Elementos de Química 
Inorgânica, Fortaleza, 2005. 
 
LEE, JD Química Inorgânica: não tão Concisa. 
Ed. Edgard Blucher Edito, 1ª.ed, 2003. 
 
SOLOMONS, ,T.w. Graham. Química Orgânica, 
10ª edição, LTC, 2012 
 
LEHNINGER, AL; NELSON, DL e COX, MM. 
Princípios de Bioquímica. Ed. Artmed, 6ª.ed 
2014. 
 
 
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