Estruturas das moléculas

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Estrutura das moleculas L. M. Vaz Page 1 
 
UNIVERSIDADE ZAMBEZE 
FACULDADE DE CIÊNCIAS E TECNOLOGIAS 
ENGENHARIA DE PROCESSOS INDUSTRIAIS 
 
DISCIPLINA: Química Inorgânica 
CURSO: Engenharia de Processos Industriais 
 
Estrutura das moléculas 
Até agora, a visão de uma ligação covalente como um par de pontos partilhados entre dois átomos não 
contém informações sobre a estrutura molecular. Neste capítulo veremos como podemos usar as estruturas 
de Lewis para prever formas moleculares com uma surpreendente alta exactidão. Examinaremos teorias 
modernas de ligação e tentaremos responder aos "como" e "porquês" (por que as moléculas têm as formas 
que têm e como os átomos compartilham, na verdade, os seus electrões entre si). Devemos lembrar sempre, 
nesta discussão, que cada teoria representa uma tentativa de descrever o mesmo fenómeno físico. Nenhuma 
das teorias é perfeita se não, bastaria levarmos em consideração apenas uma delas. Cada teoria tem seu ponto 
forte e seu ponto fraco. A teoria que se aplica em uma circunstância particular depende muito do aspecto da 
ligação covalente que se está tentando explicar e, de certo modo, do nosso próprio sentimento sobre a 
validade das diversas teorias. 
 
Formas moleculares 
Embora exista um número enorme de moléculas diferentes, o número de maneiras diferentes que os átomos 
se arranjam em torno uns dos outros é bastante limitado. Isto torna a compreensão sobre as formas das 
moléculas muito fácil, pois somos capazes de descrever essas formas através de um número relativamente 
pequeno de termos. Virtualmente, todas as moléculas têm formas que podem ser consideradas como 
derivadas de um conjunto básico de cinco geometrias diferentes. Portanto, antes de discutirmos as teorias 
que se prevêem ou explicam, é importante chegarmos à total compreensão dessas estruturas e termos um 
sentimento do que elas representam nas três dimensões. 
 
1- Linear. Um arranjo linear de átomos ocorre quando todos eles estão em linha recta. O ângulo 
formado entre as duas ligações que vão para o mesmo átomo central, que pode ser chamado ângulo 
da ligação, é 180°. 
 
 
Exemplo: 
 
2- Triangular. Um arranjo triangular de quatro átomos possui todos eles no mesmo plano. O átomo 
central está rodeado pelos outros três, os quais se encontram localizados nos vértices de um triângulo. 
Todos os três ângulos de ligação são de 120°. 
 
 
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3- Tetraédrica. Um tetraedro é uma pirâmide de quatro lados, cujas faces são triângulos equiláteros. 
Numa molécula tetraédrica, o átomo central está localizado no centro deste tetraedro e os quatro 
outros átomos estão localizados nos vértices. Os ângulos de ligação são todos iguais e têm o valor de 
190,5°. 
 
 
 
4- Bipiramidal trigonal. Uma bipirâmide trigonal consiste de duas pirâmides triangulares (semelhantes 
a tetraedros) que têm uma face em comum. 
 
Numa molécula bipiramidal trigonal, um átomo central está cercado por cinco outros. O átomo central está 
localizado no centro da face triangular comum às duas pirâmides. Os cinco átomos ligados a ele estão 
localizados nos cinco vértices. Neste tipo de molécula os ângulos de ligação não são todos iguais. Entre 
quaisquer duas ligações situadas no plano triangular central o ângulo é de 120°. Entre uma ligação no plano 
triangular central e uma ligação que aponte para cima ou para baixo da bipirâmide trigonal o ângulo é de 
somente 90°. 
 
Quando desenhamos uma molécula bipiramidal trigonal, esboçamos normalmente um triângulo levemente 
inclinado e traçamos uma linha para cima e outra para baixo do triângulo. 
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5. Octaédrica. Um octaedro é uma figura geométrica com oito faces. Podemos imaginá-lo como sendo 
formado por duas pirâmides que possuem a base quadrada em comum. Note que a figura possui somente 
seis vértices, embora possua oito faces. 
 
Em uma molécula octaédrica, o átomo central está cercado por seis outros átomos. O átomo central está 
localizado no centro do quadrado planar que passa pelo meio do octaedro. Os seis átomos ligados a ele estão 
nos seis vértices do octaedro. O ângulo entre qualquer par de ligações adjacentes é o mesmo e possui o valor 
de 90°. 
 
Um esboço simplificado de um octaedro mostra geralmente o quadrado planar no centro, levemente 
inclinado, e duas linhas, uma para cima e outra para baixo do octaedro. 
 
Antes de prosseguir para a próxima seção, você deverá praticar os esboços de cada uma das cinco estruturas 
descritas aqui. Se você compreendê-las bem, isto tornará o restante deste capítulo muito mais fácil de 
compreender. 
 
TEORIA DE REPULSÃO DE PARES DE ELECTRÕES DA CAMADA DE VALÊNCIA 
Um dos objectivos primários da teoria da ligação química é explicar e prever a estrutura molecular. Uma 
teoria que é extremamente simples e bastante eficiente na sua capacidade de prever acuradamente as 
geometrias moleculares é a chamada teoria de repulsão dos pares de electrões da camada de valência 
(teoria RPECV). Para aplicá-la não é necessário empregar a noção de orbitais atómicos. Em vez disso, 
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veremos que se pudermos escrever a estrutura de Lewis para uma molécula a sua forma geral poderá ser 
prevista. 
 
A teoria da repulsão dos pares de electrões da camada de valência propõe que o arranjo geométrico dos 
átomos ou grupos de átomos (aos quais, geralmente, nos referimos como ligantes) em torno de algum 
átomo central seja determinado somente pela repulsão entre os pares de electrões presentes na camada 
de valência do átomo central. Consideremos, por exemplo, a molécula BeCl2. A estrutura de Lewis seria 
representada como: 
 
Onde as cruzes são os electrões do berílio e os pontos os electrões do cloro. Esta molécula particular, você se 
lembra, não obedece à regra do octeto e há apenas dois pares de electrões localizados na camada de valência 
do Be. De acordo com a teoria, estes pares de electrões arranjar-se-ão de forma a ficarem o mais afastados 
um do outro tanto quanto possível, de modo que a repulsão entre eles fosse mínima. Quando há dois pares de 
electrões na camada de valência, esta repulsão mínima ocorre quando os pares de electrões estão localizados 
nos lados opostos do núcleo, de modo que temos: 
 
Na molécula de BeCl2, os ligantes (isto é, os átomos de cloro) estão ligados ao Be pelo compartilhamento 
desses pares de electrões. Isto significa que os átomos de cloro devem ser colocados onde os pares de 
electrões estão e a molécula deverá ter, portanto, a estrutura linear. 
 
 
Esta é, de fato, a forma da molécula de BeCl2 em fase vapor. Podemos também estender este raciocínio para 
situações que envolvam ligações duplas ou triplas. Por exemplo, a molécula de CO2 tem a estrutura de Lewis: 
 
Em que vemos que há ligações duplas entre C e O. Ambos os pares de electrões da ligação dupla estão 
confinados na mesma região geral da camada de valência do átomo, de outra forma, não teríamos uma 
ligação dupla. Assim, com relação às influências na determinação da geometria molecular, um grupo de 
quatro electrões numa ligação dupla comporta-se do mesmo modo que um grupo de dois electrões numa 
ligação simples. Na camada de valência do carbono, então, temos dois grupos de quatro electrões e eles se 
colocarão em lados opostos do núcleo do C, de modo que a repulsão entre os dois grupos será mínima. 
 
Mais que dois pares (ou grupos de pares) de electrões 
Quando há mais que dois pares (ou grupos de pares)de electrões na camada de valência, encontramos outros 
arranjos geométricos como os mostrados na Fig.1. Os pares de electrões, arrumados na camada de valência 
segundo estas formas, conduzem a repulsões mínimas. Vejamos como podemos usar estes arranjos de pares 
electrónicos para prever estruturas moleculares. 
 
 
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Três grupos de electrões na camada de valência 
A molécula de BC13 tem a estrutura de Lewis 
 
Assim, há três pares de electrões ao redor do boro. De acordo com a Fig.1, esperamos que os três átomos de 
cloro se arranjem em torno do átomo de boro, nos vértices de um triângulo. Experimentalmente, esta é a 
estrutura determinada para o BCl3. Consideremos, agora, a molécula do SO2. A estrutura de Lewis para uma 
das duas estruturas de ressonância é: 
 
Em torno do enxofre há, mais uma vez, três grupos de electrões, dois grupos cada um com um par, e um 
grupo com dois pares (ligação dupla). Para que as repulsões sejam mínimas, estes grupos de electrões estão 
situados nos vértices de um triângulo, com o enxofre ao centro. 
 
 
 
 
 
Figura 1: arranjos de pares electrónicos que conduzem a repulsões electrónicas mínimas 
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Ligando os átomos de oxigénio, um ao par simples e um ao par duplo, temos 
 
Assim, a teoria prevê que os dois átomos de oxigénio e o enxofre não estão alinhados. Como devemos então 
descrever a estrutura? Quando damos a forma da molécula do SO2, ou de qualquer outra molécula, 
descrevemos como os átomos estão arranjados na molécula uns em relação aos outros e não como os 
electrões estão arranjados em torno do átomo central. Portanto, mesmo embora os electrões na camada de 
valência do enxofre presume-se estarem em um triângulo, não descrevemos a molécula do SO2 como um 
triângulo. Em vez disso, dizemos que ela é não-linear ou angular. (Se há três átomos ou a molécula é linear 
ou não é.) 
 
Um aspecto importante da estrutura do SO2 é a presença de um par de electrões não partilhado ou um par 
isolado na camada de valência do enxofre. É este par isolado que faz com que os pares ligados sejam 
comprimidos e se produza uma forma molecular não-linear. Veremos que os pares isolados têm forte 
influência nas estruturas de várias moléculas. Em resumo, quando houver três grupos de electrões em torno 
de um átomo eles se arrumarão nos vértices de um triângulo. Se todos eles estiverem ligados a ligantes, 
teremos uma molécula que pode ser generalizada como AX3, na qual A é o átono central e X é o ligante. A 
estrutura de uma molécula AX3 é triangular. 
 
Se, apenas dois grupos estão, ligados deixando um par isolado, temos uma espécie AX2E, onde E representa 
o par solado. Em uma molécula AX2E os núcleos atómicos situam-se de forma a dar uma estrutura não-linear. 
A Fig. 2 ilustra as estruturas que podem ser encontradas para estes tipos de moléculas ou iões poliatômicos. 
Na figura, o par isolado nas espécies AX2E é mostrado como uma nuvem electrónica. Note que foram 
omitidas desta figura, assim como da nossa discussão, as moléculas com fórmula AXE2. Esta seria uma 
molécula diatómica e quando dois átomos estão ligados um ao outro há somente uma forma deles estarem 
conectados. Somente quando há três ou mais átomos numa molécula ou ião é que temos um caso de escolha 
de geometrias. 
 
Figura 2: Geometria de moléculas ou iões nos quais o átomo central tem três pares de electrões (ou grupos 
de pares) em sua camada de valência. 
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Quatro grupos de electrões na camada de valência 
Se um átomo possui quatro pares de electrões na sua camada de valência, o arranjo que produz repulsões 
mínimas é o tetraédrico. Acabamos de ver que quando há três pares de electrões (ou grupos de pares) na 
camada de valência de um átomo central podem ocorrer duas possíveis formas moleculares, dependendo de 
se há um ou nenhum par isolado. Para as moléculas nas quais o átomo central possui quatro pares na sua 
camada de valência há três formas moleculares possíveis — todas elas derivadas do arranjo tetraédrico dos 
electrões. Novamente, usando A para o átomo central, X para um ligante e E para um par isolado, estas 
formas podem ser representadas da seguinte maneira (ver também a Fig. 3): 
 
 AX4 Estas moléculas são tetraédricas com os ligantes ligados por todos os quatro pares de electrões. 
Um exemplo é o metano, CH4. 
 AX3E Quando temos um par isolado forma-se uma molécula piramidal (com formato de pirâmide). 
Um exemplo é o NH3. Note que descrevemos a forma pelo arranjo dos átomos e não pela forma 
como os electrões estão arranjados. 
 AX2E2 Dois pares isolados dão uma estrutura não-linear ou angular; um exemplo é a água. 
 
 
Figura 3: Geometria de moléculas nas quais o átomo central possui quatro pares e electrões 
 
Cinco pares de electrões 
Cinco pares de electrões sofrerão repulsões mínimas se eles estiverem arranjados nos vértices de uma 
bipirâmide trigonal, conforme mostrado na Fig. 1. Isto nos fornece quatro estruturas possíveis, dependendo 
do número de pares isolados, conforme ilustrado na Fig. 4. 
 
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Figura 4: Estruturas moleculares que resultam quando o átomo central tem cinco grupos de pares de 
electrões. 
 
 AX5 Todos os pares de electrões são usados nas ligações e forma-se uma bipirâmide trigonal. 
 AX4E Se um dos cinco pares for um par isolado podemos suspeitar que há duas estruturas 
moleculares possíveis, uma com um par isolado no plano triangular central e outra com o par isolado 
perpendicular a este plano. 
Ocorre que as repulsões são menores na Estrutura I do que na II. De facto, verifica-se que os pares 
isolados sempre preferem o plano triangular, mesmo quando há dois ou três pares isolados. A forma 
de uma molécula AX3E é difícil de se descrever. Pode-se dizer que é um tetraedro irregular. 
 AX3E2 Esta estrutura possui dois pares isolados no plano central e os átomos arranjados na forma de 
uma letra T. Diz-se que a molécula tem forma T. 
 AX2E3 Temos, agora, três pares isolados no plano triangular e os átomos estão alinhados. Diz-se que 
a estrutura é linear. 
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Seis pares de electrões 
Teremos um mínimo de repulsões quando estes pares estiverem arranjados octaedricamente (Fig. 1). Isto nos 
dá cinco possibilidades: AX6, AX5E, AX4E2, AX3E3 e AX2E4. Entretanto, só se observam as três primeiras 
formas. Estas são mostradas na Fig. 5. 
 
 AX6 Quando todos os pares de electrões são usados para ligações forma-se uma estrutura octaédrica. 
 AX5E Os átomos nessa estrutura estão nos vértices de uma pirâmide de base quadrada, de forma que 
a estrutura é descrita como sendo uma pirâmide de base quadrada. 
 AX4E2 Com dois pares isolados, as repulsões mínimas ocorrem se eles estiverem o mais afastados 
possível. Isto produz um arranjo dos átomos, que é descrito como um quadrado planar. 
 
Olhemos agora para alguns exemplos que ilustram como usar a teoria RPECV para prever a forma de 
moléculas e iões. Ao fazer isto, o melhor é você ser capaz de visualizar a estrutura e identificá-la pelo nome. 
Se isto for um problema insuperável, você poderá achar a estrutura identificando o número de ligantes e de 
pares isolados em torno do átomo central e referindo-se à Tab.1.10 
 
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Figura 5: Estruturas moleculares que resultam quando o átomo central possui seis grupos de pares de 
electrões. 
 
Tabela 1: Resumo das formas moleculares