GEOMETRIA MOLECULAR E
INTERAÇÕES QUÍMICAS
MOLECULARES
Professor Cristiano
É
GEOMETRIA MOLECULAR
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

CO2
LINEAR
180º
ANGULAR

H 2O
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+
δ-
H ─ Cl
carga positiva.

*Como o Cloro é mais eletronegativo, atrai para si o pólo com
Ligação covalente apolar
H
∆ = 4,0 – 2,1 = 1,9
─H
∆ = 2,1 -2,1 = 0
* 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

NaCl ∆ = 3,0 – 0,9 = 2,1

(IÔNICA)
(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 dipolar resultante. →µR
(momento dipolo resultante).

Grupos polares: ─OH
─NH2 ─COOH
MOLÉCULAS ORGÂNICAS

Etanol Polar


Gasolina C8H18 Apolar

Propan-2-amina Polar
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.
 Peruzzo,
BIBLIOGRAFIA
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/>a
cesso em 27/06/2009.