GEOMETRIA MOLECULAR
TEORIA DA REPULSÃO DOS PARES DE ELÉTRONS DA CAMADA DE VALÊNCIA
(TEORIA RPECV)
A teoria da repulsão dos pares de elétrons da camada de valência afirma que o arranjo
geométrico dos átomos ou grupos de átomos (ligantes), em torno de um átomo central, é
determinado pela repulsão entre os pares de elétrons presentes na camada de valência do átomo
central.
Os pares de elétrons arranjar-se-ão de modo a ficarem o mais afastados possível um do
outro para que a repulsão entre eles seja mínima.
O arranjo geométrico dos pares de elétrons em torno de um átomo A é o seguinte:
TEORIA DE VSEPR (pronuncia-se vésper) significa Valence Shell Electron Pair
Repulsion ou repulsão eletrônica entre os pares de elétrons na camada de valência
POLARIDADE DE LIGAÇÕES E MOLÉCULAS
A ligação covalente pode ser classificada em: polar e apolar.
1) Eletronegatividade: é a força de atração exercida sobre os elétrons de uma ligação.
2) Pólo: região com acúmulo de cargas elétricas.
Positivo
Negativo
LIGAÇÕES APOLARES: quando uma ligação feita entre átomos de mesma
eletronegatividade. Exemplo:
* Toda substância simples são consideradas apolares. Exemplos: O 2; H2; Cl2 ; P4, etc
LIGAÇÕES POLARES: quando apresenta eletronegatividade diferente, ou seja,
ocorre acúmulo de carga negativa no elemento com maior eletronegatividade. Exemplo:
* Toda ligação iônica é polar. (forma cátion + e ânion -)
Para determinar a polaridade das moléculas comparamos o número de “nuvens
eletrônicas” ao redor do átomo central com o número de grupos ligantes.
Número de nuvens eletrônicas
=
Número de átomos
APOLAR
ao redor do átomo central
(igual)
ligados ao central
Número de nuvens eletrônicas
≠
Número de átomos
POLAR
ao redor do átomo central
(diferente)
ligados ao central
FORÇA DE INTERAÇÃO - TIPOS DE FORÇAS INTERMOLECULARES
FORÇAS DIPOLO INDUZIDO — DIPOLO INDUZIDO
São as únicas que existem em compostos apolares. Nestas substâncias, nos estados líquido e
sólido, devido à proximidade das moléculas, ocorre uma deformação de suas nuvens eletrônicas,
originando dipolos induzidos (instantâneos).
FORÇAS DIPOLO PERMANENTE — DIPOLO PERMANENTE
Este tipo de atração intermolecular é característico de moléculas polares e ocorre em moléculas
do tipo: HCl, H2S, CO, HCCl3, ...
PONTES DE HIDROGÊNIO
É um exemplo extremo das interações dipolo-dipolo. São as mais intensas das forças
intermoleculares. Ocorre entre moléculas que apresentam átomos de hidrogênio ligados a
átomos de flúor, oxigênio ou nitrogênio. Vejamos, por exemplo, as pontes de hidrogênio
existentes entre moléculas de água (H2O).
1. (VUNESP) Dentre as moléculas H2S, CO2, PCl3, BCl3, Br2 e CCl4,são polares:
a) CO2 e BCl3
b) BCl3 e CCl4
c) CO2 e Br2
d) H2S e PCl3
e) apenas H2S
2. (UEL-PR) No gelo seco, as moléculas do dióxido de carbono estão unidas por
a) pontes de hidrogênio.
b) forças de Van der Waals.
c) ligações covalentes.
d) ligações iônicas.
e) ligações metálicas.
3. (UERJ) O experimento a seguir mostra o desvio ocorrido em um filete de água quando esta é
escoada através de um tubo capilar.
Considerando suas ligações interatômicas e suas forças intermoleculares, a propriedade da água
que justifica a ocorrência do fenômeno consiste em:
a) ser um composto iônico.
b) possuir moléculas polares.
c) ter ligações covalentes apolares.
d) apresentar interações de Van der Waals.
4. (PUCCamp-SP) Considere o texto abaixo.
“Nos icebergs, as moléculas polares da água associam-se por … (I) …; no gelo seco, as
moléculas apolares do dióxido de carbono unem-se por … (II) … .Conseqüentemente, a 1,0
atmosfera de pressão, é possível prever que a mudança de estado de agregação do gelo ocorra a
uma temperatura … (III) … do que a do gelo seco.”
5. Para completá-lo corretamente, I, II e III devem ser substituídos, respectivamente, por:
a) I – forças de London; II – pontes de hidrogênio; III – menor
b) I – pontes de hidrogênio; II – forças de Van der Waals; III – maior
c) I – forças de Van der Waals; II – pontes de hidrogênio; III – maior
d) I – forças de Van der Waals; II – forças de London; III – menor
e) I – pontes de hidrogênio; II – pontes de hidrogênio; III – maior
6. (UFViçosa-MG) Das substâncias a seguir representadas, aquela que apresenta ligações de
hidrogênio entre suas moléculas é:
a) CH3CH2OCH2CH3
d) CH3COCl
b) CH3COCH3
e) CH3CH2OH
c) CH3COONa
7. (FATEC-SP) Um iceberg é composto por moléculas de água que se mantêm fortemente
unidas por meio de interações do tipo:
a) dipolo induzido-dipolo permanente.
b) dipolo instantâneo-dipolo induzido.
c) ligações covalentes dativas.
d) ligações covalentes.
e) ligações de hidrogênio.
NOMENCLATURA DE ÁCIDOS, BASES, SAIS E OXIDOS
Ácidos – toda substância que, em água, sofre ionização originando como cátions apenas
H+ ou H3O+.
Exemplo:
ionização: é a reação entre uma substância
HCl + H2O → H3O+ + Clmolecular e água, cujo produtos são íons.
Uma condição para o hidrogênio ser ionizável é estar ligado a um átomo bastante
eletronegativo – F O N Cl Br I S C P .
NOMECLATURA
Hidrácidos: ácidos sem oxigênio
Ácido + elemento + ídrico
HF – ácido fluorídrico
HCl – ácido clorídrico
HBr – ácido bromídrico
HI – ácido iodídrico
Oxiácios: ácidos com oxigênio
- Maior grau de oxidação = ICO
- Menor grau de oxidação = OSO
H2SO4 – ácido sulfúrico
H2SO3 – ácido sulfuroso
HBrO3 – ácido bromico
HBrO2 – ácido bromoso
Bases – toda substância que, em água sofre dissociação, produzindo como ânions íons
OH- (hidroxila).
Exemplos:
NaOH → Na+ + OHDissociação: é a separação de íons positivo
Ca(OH)2 → Ca2+ + 2OH-
(cátion) e negativos (ânions) de uma substância
em água.
NOMENCLATURA
Hidróxido de (nome do cátion)
NaOH – Hidróxido de sódio
Ca(OH)2 – Hidróxido de cálcio
Al(OH)3 – Hidróxido de alumínio
NH4OH – Hidróxido de amônio
Balanceamento – uma equação está equilibrada quando o número de átomos dos
reagentes é igual ao número de átomos dos produtos.
Exemplos:
2Na + Cl2 → 2NaCl
N2 + 3H2 → 2NH3
CH4 + 2O2 → CO2 + 2H2O
4Fe + 3O2 → 2Fe2O3
Faça o equilíbrio das reações químicas:
a) H2 + I2 → HI
b) Na2O + H2O → NaOH
c) Zn +
HCL → ZnCL2 + H2
d) Fe + HCl →
FeCl2 + H2
HCl →
CaCl2
a)
CaO +
+ H2 O
b)
H2S +
Fe(OH)3 → Fe2S3 + H2O
c)
Ba +
HCl →
BaCl2 + H
d) Al(OH)3 + H2S → Al2S3 +
H2 O
Neutralização Total ou Neutralização ácido – base
Ácido + Base → Sal + Água
HCl
NaOH NaCl H2O
NOMENCLATURA
Ácidos terminados em
ídrico
ico
oso
Ânions terminados em
eto
ato
ito
Exemplos:
____________
Ácido fosfórico
______________
+ Hidróxido de sódio
____________
Ácido cianídrio
______________
Hidróxido de cálcio
+
→
→
+
H2O
+
H2O
_______________
_______________
____________
Ácido fosfórico
______________
+ Hidróxido de potássio
____________
Ácido sulfúrico
______________
Hidróxido de alumínio
+
____________
______________
Ácido nítrico + Hidróxido de amônio
H2O
→
+
_______________
H2O
→
+
_______________
+
H2O
→
_______________
SAIS
DEFINIÇÃO
Sais são substâncias que, em solução aquosa, sofrem dissociação, libertando pelo menos um
cátion diferente de H+ e um ânion diferente de OH–.
Os sais são compostos iônicos e, portanto, sólidos nas condições ambientes.
NOMENCLATURA
Nome do ânion de nome do cátion
Exemplos:
cátion: Na+ + ânion: NO–3 = sal: NaNO3 nitrato de sódio
cátion: Ca2+ + ânion: PO43– = sal: Ca3(PO4)2 fosfato de cálcio
OXIDOS
DEFINIÇÃO
Óxidos são compostos formados por oxigênio e um outro elemento menos eletronegativo que
ele. Nestes compostos temos o grupo O2–.
NOMENCLATURA
1º- CASO: ÓXIDOS MOLECULARES
Geralmente formados por oxigênio e um outro ametal.
Indica-se as quantidades de todos os átomos.
Exemplos:
CO: monóxido de carbono
SO3: trióxido de enxofre
N2O5: pentóxido de dinitrogênio
2º- CASO: ÓXIDOS IÔNICOS
Formados por oxigênio ligado a metais.
Óxido de Nome do Metal.
Exemplos:
óxido de sódio: Na+O2– → Na2O
óxido de cálcio: Ca2+O2– → CaO
óxido de alumínio: Al3+O2– → Al2O3
óxido de ferro III: Fe3+O2– → Fe2O3
Os peróxidos são substâncias formadas com o grupo(O 2)2–
Exemplos:
peróxido de potássio: K+O22– → K2O2
peróxido de bário: Ba2+O22– → BaO2