Geometria Molecular e Interações
Químicas Moleculares
Profª. Norilda Siqueira de Oliveira
www.norildasiqueira.wikispaces.com
Geometria Molecular
 É o estudo de como os átomos estão distribuídos
espacialmente em uma molécula.
 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.
VSEPR (repulsão dos pares de elétrons da
camada de valência)
 Baseia-se na idéia de que pares eletrônicos da
camada de valência de um átomo central, estejam
fazendo Ligação química ou não, se comportam
como nuvens eletrônicas que se repelem, ficando
com a maior distância angular possível uns dos
outros.
 Uma nuvem eletrônica pode ser representada por
uma ligação simples, dupla, tripla ou mesmo por
um par de elétrons que não estão a fazer ligação
química.
Geometria Molecular
Linear
 HCl
l80º
 HBr
Linear
 CO2
180º
Angular
 H2O
104,5º
Trigonal Plana D BF3 120º
Pirâmide Trigonal E
 NH3
107,3º
Tetraédrica F (CH4) 109,5º
Linus Pauling
 Prêmio
Nobel de
Química em 1954 e da
Paz em 1962.
 Famoso
por
suas
pesquisas
sobre
estruturas moleculares
e pela luta contra as
armas nucleares.
Conceito de Eletronegatividade
 Eletronegatividade é a tendência que o
átomo de um determinado elemento
apresenta para atrair elétrons, num contexto
em que se acha ligado a outro átomo.
 Fui Ontem No Clube Brasil I Só Comi Pão Húngaro
Metais
Valores de Eletronegatividade
Polaridade das Ligações
Ligação Polares e Apolares
 Ligação covalente polar
 δ+
∆ = 4,0 – 2,1 = 1,9
δ-
H ─ Cl
*Como o Cloro é mais eletronegativo, atrai para si o pólo com carga positiva.
 Ligação covalente apolar ∆ = 2,1 -2,1 = 0
H ─ H
* Possuem a mesma eletronegatividade.
Ligação Iônica X Ligação
Covalente
 Ligação iônica : Doação e recebimento de
elétrons. (metais com não metais),( 1,2e3 com 5,6 e7)
 Valores de ∆ acima de 2 indica ligação com
caráter iônico.
 KCl ∆ = 3,0 – 0,8 = 2,2
(IÔNICA)
 NaCl ∆ = 3,0 – 0,9 = 2,1 (IÔNICA)

Ligação Iônica X Ligação
Covalente
 Ligação Covalente: Compartilhamento de
pares de elétrons. (Não metais)
 Valores de ∆ abaixo de 1,5 indica ligação
com caráter predominantemente covalente.
 Cl2 ∆ = 3,0 – 3,0 = zero
(COVALENTE APOLAR)
 BrCl ∆ = 3,0 – 2,8 = 0,2 (COVALENTE POLAR)
 ICl ∆ = 3,0 – 2,5 = 0,5
(COVALENTE POLAR)
 HCl ∆ = 3,0 – 2,1 = 0,9 (COVALENTE POLAR)
Polaridade das Moléculas
Polaridade de moléculas
 A polaridade de uma molécula é verificada pelo valor do
momento de dipolo →µ
 A polaridade de moléculas com mais de dois átomos é
expressa por: →µR (momento dipolo resultante).

H2
H─H
 HF
H ─F
 CO2 O═C ═ O
 HCN H ─ C≡N
geometria linear →µ = zero
geometria linear
→µ ≠ 0
geometria linear →µ = 0
geometria linear →µ ≠ 0
Apolar
Polar
Apolar
Polar
Polaridade das moléculas
 Amônia(NH3) Polar
 H2O Polar
 CH4 Apolar
 HCCl3 Polar
Compostos Orgânicos
 Polares: Metanol, etanol, propanona.
 Apolares: Derivados direto do petróleo:
gasolina, benzina, benzeno, óleo diesel, óleo
lubrificante, parafina, vaselina, óleos de
origem animal ou vegetal.
Polaridade de Moléculas
Orgânicas
 A polaridade das moléculas orgânicas são
feitas analisado o momento
resultante. →µR (momento dipolo resultante).
 Grupos polares: ─OH
dipolar
─NH2 ─COOH
Moléculas Orgânicas
 Etanol Polar
 Propan-2-amina Polar
 Gasolina C8H18 Apolar
 Tetracoreto de carbono
Apolar
Polaridade e Solubilidade
Polaridade e Solubilidade
 Semelhante dissolve semelhante.
 Soluto polar tende a dissolver bem em
solvente polar.
 Soluto apolar tende a dissolver bem em
solvente apolar.
Exemplo
 Dentre as substâncias qual dissolve melhor
em água?
 Qual tem diferença de eletronegatividade?
 Gás oxigênio(O2 ) Gás Ozônio (O3) Gás Nitrogênio (N2)
 Dióxido de Carbono(CO2) Àcido Clorídrico(HCl)
Polaridade e Solubilidade
 A solubilidade diminui com o aumento da
cadeia.
 Os álcoois até 3ou 4 carbonos são bastante
solúveis devido a presença da hidroxila.
 Essa solubilidade do álcool diminui a
medida que o número de carbono aumenta.
Solubilidade e Tamanho da
Cadeia
 H3COH
 H3CH2OH
 H3CCH2CH2OH
 H3CCH2CH2CH2OH
 H3CCH2CH2CH2CH2OH
 H3CCH2CH2CH2CH2CH2OH
Grupo Hidrófobo e Hidrófilo
 Nonanoato de sódio
Vitaminas Lipossolúveis
 Vitamina D
 Vitamina E
 Vitamina A
Vitaminas Hidrossolúveis
 Vitamina C
 ff
Força de Interação ou
Ligação Intermolecular
Força de Interação ou
Ligação Intermolecular
 O que mantêm as moléculas unidas nos três
estados (sólido, líquido e gasoso) são as chamadas
ligações ou forças ou interações moleculares.
 São três tipos de forças:
 Ligação de Hidrogênio
 Dipolo permanente ou dipolo-dipolo (DD)
 Dipolo instantâneo (DI), força de van der Waals
ou força de dispersão de London
Estados de agregação de uma
substância
Ligação de Hidrogênio
 São
interações que ocorrem
entre
moléculas que apresentem H ligados
diretamente a F O ou N.
(EX: NH3 – H2O -HF)
Ligação de Hidrogênio
 Ligação covalente e de
hidrogênio
 Ligação de hidrogênio
rompendo
Dipolo Dipolo
 Força de atração entre
dipolos, positivos e
negativos.
 Ex: HCl -HI - PCl3
Dipolo Induzido ou van der
Waals
 Ocorrem em todas as substâncias polares ou
apolares
 F2, Cl2, Br2, I2, hidrocarbonetos
Forças Intermoleculares e Ponto de
Ebulição
Forças Intermoleculares e
Ponto de Ebulição
 Quando uma
substância á aquecida
e passa do estado
líquido ou sólido para
o estado gasoso ocorre
o rompimento de
ligação intermolecular.
Força de ligação e Ponto de
Ebulição
 Ligação de Hidrogênio: HF- H2O - NH3
 Ligação Dipolo Dipolo: HCl – HBr – HI
 Ligação de Dipolo-instantâneo ou DI: F2,
Cl2, Br2, I2
Ponto de Ebulição e Tamanho
da Cadeia
 H3CCH2CH2CH2CH2CH2OH
 H3CCH2CH2CH2CH2OH
 H3CCH2CH2CH2OH
 H3CCH2CH2OH
 H3CH2OH
 H3COH
Ponto de Ebulição
 Numa cadeia de massa igual a menos
ramificada é mais estável porque aumenta a
extensão para a atuação das forças
intermoleculares.
Bibliografia
 Peruzzo, Francisco Miragaia. Química na
abordagem do cotidiano: volume 2, ensino médio.
São Paulo: Moderna, 2003.
 Google. Disponível em
<http://images.google.com.br/images> acesso em
27/06/2009.
 Disponível
em<http://educacao.uol.com.br/quimica/>acesso
em 27/06/2009.