Profa. Maísa Pavani dos Santos Elias
Unidade de Ensino I: Compostos
inorgânicos: estruturas, interações e
preparo de soluções
Cuiabá-MT
Agosto/ 2012
Objetivo:
Promover o estudo das estruturas dos
compostos
inorgânicos,
suas
interações e propriedades físicas.
Trabalhar
a
compreensão
dos
cálculos envolvidos no preparo de
soluções e outras formulações..
Tema - Geometria Molecular :
1.
2.
3.
4.
Geometria Molecular;
Teoria da Repulsão dos pares
eletrônicos
da
camada
de
valência;
Polaridade da molécula
Influência dos pares não ligados
na geometria.
Geometria Molecular
Relembrando...
Ligação iônica – formam íons, ocorrem entre metais e
ametais.
Ligação covalentes – formam moléculas, ocorrem entre
ametais e hidrogênio.
Mas qual será o formato das moléculas?
Em vez da palavra formato, os químicos costumam
utilizar a expressão geometria molecular.
Em geometria molecular, é muito aplicado a
expressão ângulo de ligação. Nas moléculas lineares
(CO2, BeF2) ele vale 180º; nas trigonais, como BF3,
120º; e nas tetraédricas, como CH4 e CCl4, 109,5º.
Embora exista um grande numero de moléculas
diferentes o número de maneiras diferentes em que os
átomos se arranjam é bastante limitado. Todas as
moléculas são derivadas de um conjunto básico de 6
geometrias diferentes.
Geometria linear: Um arranjo linear de átomos ocorre quando
todos eles estão em linha reta. O angulo formado entre as
duas ligações que vão para o mesmo átomo central e que
pode ser chamado ângulo de ligação, é 180º.
Molécula linear
Geometria triangular: Um arranjo triangular de quatro átomos
possui todos eles no mesmo plano. O átomo central esta
rodeado pelos outros três, os quais se encontram localizados nos
vértices de um triangulo. Todos os três ângulos de ligação são de
120º.
Vista mostrando como todos os
átomos estão no mesmo plano
numa molécula triangular.
Molécula triangular
Geometria tetraédrica: Um tetraedro é uma pirâmide de
quatro lados, cujas faces são triângulos eqüiláteros. 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 tem o
valor de 109,5º.
Tetraedro
Molécula tetraédrica
Geometria bipiramidal trigonal: Uma bipiramide trigonal
consiste de duas pirâmides triangulares (semelhantes a
tetraedros) que tem uma face em comum .
Bipiramide trigonal
Numa molécula bipiramidal trigonal, um átomo central está cercado
por cinco outros. O átomo central está localizado no centro da face
triangular comum as 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 as ligações situadas
no plano triangular central, o angulo e de 120º. Entre uma ligação
no plano triangular e uma ligação que aponte para cima ou para
baixo da bipiramide trigonal, o angulo e de somente 90º.
Molécula bipiramide trigonal
Em uma molécula octaédrica, o átomo central está cercado por seis
átomos. O átomo central esta 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 e o mesmo e possui o valor de 90º.
Octaedro
Molécula octaédrica.
Assim, podemos estabelecer algumas afirmações:
Se houver dois pares de elétrons no nível de Valencia do átomo
central, os orbitais que os contém serão orientados a 180º um do
outro. Conclui-se que se esses orbitais interagirem com os orbitais
de outros átomos para formar ligações, então a molécula formada
será linear.
Se houver três pares de elétrons no átomo central, estes se
situarão a 120º um dos outros, formando uma estrutura trigonal
plana.
No caso de quatro pares de elétrons no átomo central, o ângulo
será de 109º28’ e a molecula será tetraédrica.
Para cinco pares de elétrons, a estrutura da molécula será
a de uma bipiramide trigonal.
Para seis pares de elétrons, os ângulos serão de 90º e a
estrutura será octaédrica
Na tabela a seguir, é apresentado um resumo das formas
moleculares anteriormente descritas.
Formas moleculares
Alguns exemplos:
HCl – linear
CO2 – linear
CH2O – Trigonal plana
SO2 – angular
CH4 – tetraédrica
NH3 – piramidal
H2O – angular
Exercícios
1 - Observe as colunas abaixo.
I. SO3
A. Tetraédrica
II. PCl5
B. Linear
III. H2O
C. Angular
IV. NH+4
D. Trigonal planar
V. CO2
E. Bipirâmide trigonal
Qual das alternativas traz a relação correta entre a espécie
química e a respectiva geometria?
a) IIA, VB, IIIC, ID, IVE
b) IVA, VB, IIIC, ID, IIE
c) IIA, IIIB, VC, ID, IVE
d) IVA, IIIB, VC, ID, IIE
e) IVA, VB, IIIC, IID, IE
2 – Determine a geometria das moléculas das seguintes
substâncias:
a) HBr
b) F2
c) CH4
d) NH3
e) H2O
f) CO2
g) COCl2
h) SO2
i) CHCl3
j) SO3
k) H2S
l) PCl3
m) O3
n) HCN
Teoria da repulsão dos pares
eletrônicos da camada de valência
Segmento de reta
Triângulo eqüilátero
Tetraedro
Esta teoria foi desenvolvida pelo cientista Ronald
J. Gillespie e é também conhecida pela sigla
VSEPR
Foi desenvolvida na década de 1960.
“Os pares de elétrons ao redor do átomo central
(aquele que faz o maior número de ligações)
distribuem-se no espaço de tal forma que a repulsão
entre eles é a menor possível, garantindo maior
estabilidade”.
Para determinar a geometria de uma molécula, a
Teoria da Repulsão dos Pares Eletrônicos da
Camada de Valência propõe uma seqüência de
passos, descritos a seguir:
1º Escreva a fórmula eletrônica da substância e
conte quantos pares de elétrons existem ao redor do
átomo central. Entenda por par de elétrons:
• uma ligação covalente simples, dupla, tripla ou
dativa;
• par de elétrons não usado em ligação
2º Escolha a disposição geométrica que distribua esses
pares de elétrons, assegurando a máxima distância entre
eles:
Número de pares
de elétrons
2
3
4
Distribuição
escolhida
Segmento
de reta
Triângulo
equilátero
Tetraedro
3º Apesar de serem os pares de elétrons que determinam a
distribuição geométrica ao redor do átomo central, a geometria
molecular é uma expressão da posição relativa dos núcleos dos
átomos nela presentes. Assim, considerando apenas os átomos
unidos ao átomo central (e ignorando, portanto, os pares de
elétrons não usados em ligações), determinamos, finalmente, a
geometria da molécula.
3 - O modelo de repulsão dos pares de elétrons da camada de
valência estabelece que a configuração eletrônica dos elementos que
constituem uma molécula é responsável pela sua geometria molecular.
Observe as duas colunas a seguir: Geometria molecular Moléculas
1. linear
A. SO3
2. Quadrada
B. NH3
3. trigonal plana
C. CO2
4. angular
D. SO2
5. pirâmide trigonal
6. bipirâmide trigonal
A alternativa que traz a relação correta entre as moléculas
e a respectiva geometria é:
a) 5A - 3B - 1C - 4D
b) 3A - 5B - 4C - 6D
c) 3A - 5B - 1C - 4D
d) 5A - 3B - 2C - 1D
e) 2A - 3B - 1C - 6D
POLARIDADE DAS LIGAÇÕES
COVALENTES
Eletronegatividade: é a capacidade que um átomo
tem de atrair para si o par eletrônico que ele
compartilha com o outro átomo numa ligação
covalente.
F O N Cl Br I S C P H
24
Ligação covalente polar
Quando 2 átomos são diferentes é
comum um deles puxar o par eletrônico
para o seu lado.
H
Cl
Neste caso, o cloro atrai o par
eletrônico para si. Dizemos, então, que o
cloro é mais eletronegativo do que o
hidrogênio, e que a ligação está
polarizada.
26
Ligação covalente polar
Outra representação
δ+
H
δ-
Cl
Onde:
→: sentido do deslocamento do par
eletrônico.
δ+: menor densidade eletrônica.
δ-: maior densidade eletrônica.
27
Ligação covalente apolar
Cl
Cl
Quando 2 átomos são
iguais nenhum dos átomos
atrai o par eletrônico.
28
Ligação covalente polar: quando a
diferença de eletronegatividade não é
igual a zero.
Ligação covalente apolar: quando a
diferença de eletronegatividade é igual
a zero.
Quando
a
diferença
de
eletronegatividade for maior do que
1,7 a ligação é iônica.
29
Ligação covalente apolar
Exemplo:
Molécula de hidrogênio: H2
Fórmula eletrônica
H
H
Os
dois
átomos
têm
a
eletronegatividade,
temos
uma
covalente apolar.
H
H
ligação covalente apolar
mesma
ligação
Ligação covalente polar
Molécula de gás clorídrico: HCl
Fórmula eletrônica
H
Cl
Observamos que o cloro é mais eletronegativo que o
hidrogênio; portanto, o par de elétrons da ligação é atraído
por ele, criando-se nesse extremo uma maior densidade
eletrônica. Assim, surgem pólos distintos (representados pela
letra ), formando uma ligação covalente polar:
H
Cl
Ligação covalente polar
Polaridade e solubilidade
Substância polar tende a se dissolver bem em outra
substância polar.
Substância apolar tende a se dissolver bem em
outra substância apolar.
Obs.: Quando uma substância é polar e a outra é
apolar, como no caso água – gasolina, não há
tendência para solubilização.
Exercícios:
3 - Considerando que a forma geométrica da molécula influi na
sua polaridade, assinale a alternativa que contém apenas
moléculas apolares:
a) BeH2 e NH3
b) BCl3 e CCl4
c) H2O e H2
d) HBr e CO2
e) H2S e SiH4
4 - Dadas as fórmulas P4, KF, N2, HCl e H2Se, representam
substâncias de molécula apolar:
a) P4 e HCl
b) N2 e P4
c) KF e P4
d) HCl e H2Se
e) KF e H2S
Influência dos pares não ligados na geometria
Sabemos que a ligação covalente é a que ocorre pelo
compartilhamento de pares eletrônicos nas camadas de
valência dos átomos. Esses pares são chamados de pares
eletrônicos ligantes. Por exemplo,o CH4 temos quatro pares
ligantes:
Em muitos casos sobram, na camada de valência, pares de
elétrons que não participam de ligação alguma, sendo
chamados, por isso, de pares eletrônicos livres ou de pares
não-ligantes. Observe os exemplos do NH3 e do H2O: