ESCOLA ESTADUAL ERNESTO SOLON BORGES
ENSINO MÉDIO
SALA DE TECNOLOGIAS EDUCACIONAIS
PROFESSOR : JOSÉ ALBERTO
QUÍMICA - 1° EM - MATUTINO
Geometria-molecular
ALUNOS: Adrielle Nº: 1
Acesse os links sobre geometria-molecular.
1- Relate os conceitos:
-Geometria molecular;
Geometria molecular é o estudo de como os átomos estão distribuídos espacialmente em uma
molécula. Esta pode assumir várias formas geométricas, dependendo dos átomos que a compõem.
As principais classificações são linear, angular, trigonal plana, piramidal e tetraédrica.
Para se determinar a geometria de uma molécula, é preciso conhecer a teoria da repulsão dos pares
eletrônicos da camada de valência.
-Ligação apolar
Uma ligação covalente diz-se apolar quando esta se estabelece entre dois átomos iguais
(homonuclear).
Quando uma molécula é formada por dois átomos iguais, os eletrões que participam na ligação
covalente são igualmente atraídos e partilhados pelos dois átomos, o que significa que, em média,
estes se encontram tão próximos de um átomo como do outro. A nuvem eletrónica resultante da
ligação química é simétrica. Devido a este facto, esta ligação covalente diz-se apolar pois o par de
eletrões compartilhado é igualmente atraído pelos núcleos dos átomos ligados.
O
termo
apolar
resulta
do
facto
de
não
se
formarem
polos.
Como exemplo de ligações covalentes apolares temos o caso das moléculas de hidrogénio (H2),
oxigénio
(O2)
e
azoto
(N2),
entre
outras.
Tal como na ligação polar, também é possível averiguar a polaridade de moléculas. Da mesma
maneira, recorre-se ao vetor designado por momento dipolar.
-Ligação polar
Uma
ligação
covalente
entre
dois
átomos
diferentes
é
sempre
polar.
No caso de uma molécula diatómica formada a partir de dois átomos diferentes a nuvem eletrónica
respeitante à ligação química é, normalmente, assimétrica, o que significa que os eletrões da ligação
química
se
encontram
mais
próximos
de
um
dos
átomos.
Desta forma, do lado de um dos átomos, a molécula apresenta um acréscimo de carga elétrica
negativa, enquanto que na zona oposta há deficiência de carga elétrica negativa.
A designação polar resulta do facto da molécula apresentar dois polos elétricos: um negativo que se
representa pelo símbolo - e outro positivo que se representa pelo símbolo +. Esta ligação covalente
é
polar,
constituindo
um
dipolo
elétrico.
A polaridade de uma ligação covalente pode ser representada através de um vetor designado
momento dipolar, orientado do polo positivo para o polo negativo da ligação.
Tal como as ligações covalentes são polares ou apolares, as moléculas que através delas se formam
também podem ser polares ou não.
-Molécula polar
Uma molécula polar é uma molécula em que as polaridades das ligações individuais não se
cancelam. As moléculas polares também podem ser designadas como moléculas com afinidade para
com a água.
Ex (
):
O δ+
/ \
-δ H
H δ-
Há nelas uma distorção eléctrica que dá origem a um dipolo, isto é, existe uma área na molécula
com predominância de carga positiva e outra com carga negativa.
As moléculas da água são polares, o que torna a água um dos solventes mais importantes da
natureza.
-Atração das moléculas .Como funciona;
Ao sugir das moléculas elas tomam um rumo diferente umas das outras, umas se tornam polares e
outras apolares, ou seja, para para o polo norte e as outras para o polo sul.As que vão para o Polo
Norte, sao polares e as que vão para o Polo Sul, apolares. Nao existe afinidade de moleculas do
mesmo polo, apenas de polos opostos.
Essa distorção elétrica é mínima ou ausente nos hidrocarbonetos, chamados, por este motivo,
apolares. Os íons são mais polares que as moléculas polares, já que possuem, realmente, carga
eléctrica.
-Molécula apolar.
Apolares são todos os compostos que não formam pólos, isto é, não possuem diferença de
eletronegatividade, ou possuem-na em níveis muito baixos.
Exemplo: Nas ligações entre o C e o H a diferença de eletronegatividade é muito baixa, não
produzindo pólos.
Já nas ligações entre O e o H há uma grande diferença de eletronegatividade formando um pólo
positivo e um negativo, por isso dizemos que a molécula da água é polar. Ligações apolares entre
moléculas de mesmo átomo ainda não foram comprovadas cientificamente.
-Forças Intermoleculares
Forças ou interações dipolo permanente - dipolo permanente
A força dipolo permanente, também chamada de Forças de Keesom em homenagem a Willem
Hendrik Keesom, quem primeiro descreveu matematicamente a força em 1921, ocorre em
moléculas polares, como, por exemplo, na molécula de HCl, em haletos de alquila e cetona.
Na molécula polar, na parte mais eletronegativa forma-se um dipolo elétrico permanente. Com a
diferença de eletronegatividade, existe uma concentração de carga negativa no átomo mais
eletronegativo deixando o átomo menos eletronegativo no lado positivo da molécula. Assim, a
extremidade positiva de uma molécula atrai a extremidade negativa da outra molécula, e assim por
diante, gerando a interação.
Essas interações são fracas, sendo de cerca de 2 a 10 KJ/mol de interações, e variam de modo
inversamente proporcional ao cubo da distância entre as moléculas, ou seja, se a distância entre as
moléculas se multiplica por 10, a interação entre elas se divide por 1000.
Pontes de Hidrogênio
Também denominada ligação três centros dois elétrons (3c-2e), a ponte de hidrogênio é uma ligação
química em que apenas dois elétrons são compartilhados por três átomos, tratando-se, portanto de
uma ligação deficiente de elétrons.
Cada átomo possui um orbital, que é a região do espaço em volta do núcleo onde a probabilidade de
se encontrar um elétron é máxima. Com a combinação dos orbitais atômicos dos três átomos, há a
formação de orbitais moleculares, que, assim como nos átomos, são regiões das moléculas onde é
mais provável encontrar um elétron. Tais orbitais moleculares podem ser dos tipos ligantes,
antiligantes e não ligantes.
Os orbitais moleculares ligantes possuem uma energia menor que os orbitais atômicos dos quais se
originaram, apresentam maior probabilidade de encontrar um elétron ao redor do núcleo e interage
com todos os núcleos, o que resulta numa maior aproximação desses núcleos atômicos. Os orbitais
antiligantes têm uma energia maior do que os orbitais que lhe deram origem e contribuem para um
afastamento dos núcleos dos átomos que participam da ligação química. Já os orbitais moleculares
não ligantes não produzem uma interação efetiva, uma vez que os orbitais atômicos que os formam
não se combinam por não apresentarem uma simetria adequada para tanto.
Numa ponte de hidrogênio, os dois elétrons envolvidos se deslocam para o orbital molecular
ligante, produzindo uma interação química entre os três átomos. Em linhas gerais, o orbital ligante é
arrastado no sentido de dois dos três átomos, não sendo uniformemente distribuídos entre os três
átomos da ligação. Um bom exemplo desse tipo de ligação é o hidrogênio protonado molecular
(H3+), um dos íons mais abundantes no universo.
As pontes de hidrogênio podem ser facilmente percebidas nos hidretos de boro como, por exemplo,
o diborano (B2H6). Numa interação dessa molécula dois elétrons são compartilhados por três
átomos: B-H-B, assim, dois átomos de hidrogênio traçam uma ponte entre os átomos de boro, dando
origem a uma ponte de hidrogênio. Observe:
É muito comum que as pontes de hidrogênio sejam também referenciadas como ligações de
hidrogênio, no entanto, tal conceito não é correto, pois consistem em tipos de ligações químicas
bastante diferentes entre si.
Forças de dispersão de London
As forças dipolo induzido-dipolo induzido são de fraca intensidade e ocorrem entre moléculas
apolares, entre átomos de gases nobres ou entre moléculas polares e apolares. Essa força ocorre por
uma deformação momentânea na nuvem eletrônica da molécula.
As forças de aderência entre as patas da lagartixa e as superfícies por onde andam são forças de
dispersão de London
Dentre as forças intermoleculares, as forças dipolo induzido-dipolo induzido são as únicas que não
foram estudadas pelo físico holandês Johannes Diederik Van der Waals (1837-1923). Elas foram
elucidadas pelo físico alemão Fritz Wolfgang London (1900-1954), por isso essas forças também
são denominadas de forças de London ou forças de dispersão de London. Outra denominação dada
a essas forças é dipolo instantâneo-dipolo induzido.
Esse tipo de força ocorre em substâncias apolares, como o H2, O2, F2, Cl2, CO2, CH4 e C2H6,
entre outras. E podem ocorrer também entre átomos de gases nobres, quando estes se aproximam,
causando repulsão entre suas eletrosferas. Desse modo, os elétrons se acumulam em determinado
lado, que fica polarizado negativamente e o lado oposto positivamente, em razão da deficiência de
carga negativa.
As moléculas apolares podem passar do estado gasoso – em que elas estão muito distanciadas e não
há nenhuma interação, pois não há polos –, para o estado líquido e sólido. Nesses estados de
agregação, as moléculas estão mais próximas e as atrações ou repulsões eletrônicas entre seus
elétrons e núcleos podem levar a uma deformação de suas nuvens eletrônicas, momentaneamente,
originando polos positivos e negativos temporários.
Os dipolos instantâneos podem induzir a polarização de moléculas vizinhas, resultando em forças
atrativas.
Essa indução pode ocorrer também entre moléculas diferentes e geralmente essas forças são mais
fracas de intensidade que as forças de dipolo-dipolo e a da ligação de hidrogênio. Por isso, sólidos
com essa força de interação como o gelo-seco (dióxido de carbono - CO2) e o iodo (I2), que estão
no estado sólido, sublimam (passam para o estado gasoso); porque a energia necessária para romper
suas interações é pequena.
Um exemplo de forças intermoleculares entre moléculas polares e apolares ocorre entre o gás
oxigênio (apolar) e a água (polar). Acontece que a extremidade negativa da água se aproxima do
O2, se repelindo e, assim, a nuvem eletrônica da molécula apolar se afasta. O oxigênio fica, então,
momentaneamente polarizado e passa a interagir com a água se solubilizando nela.
Visto que essas forças são fracas, a solubilidade desse gás em água é pequena. Mesmo assim, sua
presença é essencial para preservar a vida de vários organismos aquáticos.
Essa força de interação ocorre também na natureza, dando a aderência entre as patas das lagartixas e
a superfície por onde caminham. Por isso elas conseguem caminhar sobre paredes e tetos sem cair
ou grudar.
2- Dê a forma geométrica e um exemplo.
Linear
Acontece em toda molécula biatômica (que possui dois átomos) ou em toda molécula em que o
átomo central possui no máximo duas nuvens eletrónicas em sua camada de valência. Exemplo:
Ácido clorídrico (HCl) e gás carbônico (CO2).
Angular
Acontece quando o átomo central tem três ou quatro nuvens eletrônicas em sua camada de valência.
No caso de três, duas devem estar fazendo ligações químicas e uma não, formando um ângulo de
120 graus entre os átomos ligantes. Quando há quatro nuvens, duas devem fazer ligações químicas e
duas não, formando um ângulo de 104° 34' (104,45°) entre os átomos.
piramidal
Acontece quando há quatro nuvens eletrônicas na camada de valência do átomo central, sendo que
três fazem ligações químicas e uma não. Os três átomos ligados ao átomo central não ficam no
mesmo plano. O ângulo é de 107°. O exemplo mais citado é o açúcar do macarrão
tetraédrica
Acontece quando há quatro nuvens eletrónicas na camada de valência do átomo central e todas
fazem ligações químicas. O átomo central assume o centro de um tetraedro regular. Ângulo de 109º
28'
–
3- Comente sobre os efeitos da geometria-molecular na solubilidade e no ponto de
ebulição.
3- Acesse o link http://quid.sbq.org.br/ e relate uma das reportagens.
Obs.: Formate o texto e insira imagens quando necessário. .
Links par a consulta:
hhttp://www.infoescola.com/quimica/geometria-molecular/
http://educacao.uol.com.br/quimica/geometria-molecular-distribuicao-espacial-dosatomos-em-uma-molecula.jhtm
http://www.brasilescola.com/quimica/polaridade-das-ligacoes.htm
http://www.profpc.com.br/Liga%C3%A7%C3%B5es_qu%C3%ADmicas.htm
http://pt.wikipedia.org/wiki/Polaridade_molecular